Введение в курс бионеорганической химии

ВВЕДЕНИЕ

Методические указания предназначены для самостоятельной подготовки к занятию и для выполнения лабораторных работ по курсу «Общая химия».

Сочетание этих видов работ студентами при изучении курса химии является оптимальным для наиболее полного освоение материала и получения требуемых практических навыков.

Указания к каждому занятию содержат цель, план его проведения, перечень разбираемых вопросов, задачи для самостоятельной работы, описание принципа техники выполнения лабораторных работ, а также вопросы для контроля знаний студентов на итоговых занятиях по данной теме.

Методические указания составлены в соответствии с типовой программой по общей химии и ФГОС ВПО от 14 января 2011 года.

Отдельные разделы программы, не отраженные в данных методических указаниях, предусматривают их самостоятельное изучение.

Занятие №1

ВВЕДЕНИЕ В КУРС БИОНЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИЙ РАСТВОРОВ

Цель занятия:

1. Ознакомиться с правилами работы в химической лаборатории и требова­ниями по технике безопасности.

2. Изучить способы выражения концентраций растворов.

План занятия:

1. Организация учебного процесса на кафедре.

2. Правила техники безопасности в химиче­ской лаборатории.

3. Разбор теоретического материала.

4. Решение задач на пересчет концентрации растворов.

Основные вопросы, разбираемые на занятии:

1. Значение водных растворов в биологии и медицине.

2. Истинные растворы. Растворимость вещества, единицы ее выражения.

3. Способы выражения концентрации растворов.

а) массовая доля вещества (ω)

б) молярная концентрация (М,С_м)

в) нормальная концентрация (N, C_N)

г) моляльная концентрация (m,С_m)

д) мольная доля компонента раствора (γ)

е) титр раствора (Т)

4. Вычисление эквивалентов веществ (кислот, оснований, солей, оксидов) в реакциях обмена.

Ключевые вопросы темы

Основные физико-химические величины, необходимые для выражения концентрации растворов:

o Количество вещества (ν). Единицей количества вещества является МОЛЬ. Число частиц в одном моле вещества характеризуется числом Авогадро N_A = 6,02 _* 10²³.

o Молярная масса (М) – это масса одного моля вещества.

Молярная масса выражается в г/моль.

Количество вещества равно:

m N V₀

ν = = =, где

М N_A V_m

N - число частиц,

N_A - число Авогадро,

V₀ - объем газа при нормальных условиях,

V_m - объем одного моля газа при нормальных условиях.

o Эквивалентом любого вещества называется такое его количество, которое в ходе химической реакции замещается одним молем атомов водорода. Масса одного эквивалента называется эквивалентной массой (Э). Число эквивалентов (n) легко определить по формуле:

n = m / Э

 

Определение эквивалентных масс соединений, участвующих в реакциях обмена:

1. Э _{кислоты} = М _{кислоты}/ основность кислоты.

Например, для Н₂SO₄: Э Н₂SO₄ = 98/2 =49 (г/экв).

2. Э _{основания} = М _{основания} / кислотность основания.

Для NaOH: Э NaOH =40/1=40 (г/экв).

3. Э _соли = М _соли / (валентность металла _* число атомов металла).

Например, для карбоната натрия (Na₂CO₃):

Э соли Na₂CO₃ = 106 / 1_*2 =53 (г/экв).

4. Э_{оксида (ХО)} = М _ХО / (валентность элемента Х _* число атомов элемента Х).

Например, для оксида алюминия (Al₂O₃):

Э _оксида = 102 / 3_*2 = 17,2 (г/экв).

 

Способы выражения концентраций растворов

 

Раствором называется гомогенная система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов.

 

Количественной характеристикой растворов является их концентрация.

Концентрация раствора выражает содержание растворенного вещества в единице массы раствора (растворителя) или в единице объема раствора.

В практике используются несколько видов концентраций растворов: процентная, молярная, нормальная, моляльная, титр и мольная доля.

 

1. Массовая доля вещества (ω) - это отношение массы вещества к массе того,

в чем это вещество содержится.

Например, если вещество содержится в растворе, то

ω _{вещества} = m _{вещества}/ m _{раствора.}

 

2. Процентная концентрация (С%) вещества в растворе численно равна массовой доле растворенного вещества, выраженной в процентах. Определяется по формуле:

 

С% _{вещества} = (m _{вещества}/ m _{раствора.}) _* 100%.

Величина процентной концентрации показывает, сколько грамм вещества содержится в 100 г раствора.

Например, известно, что С% (NaOH)= 30 % - это означает, что в 100 г щелочного раствора содержится 30 г чистого NaOH.

3. Мол яр ная концентрация (С_М) – это отношение количества вещества (ν, моль) к объему раствора (V, литр), в котором это вещество содержится. Определяется по формуле:

 

С_М = ν / V, (моль/л).

 

Величина молярной концентрации показывает, сколько моль вещества содержится в 1 литре раствора. Например, известно С_М (КСl) = 1,3 (моль/л) – это означает, что в 1 литре такого раствора содержится 1,3 моль хлорида калия.

4.Мол яль ная концентрация (Сm) - это отношение количества вещества (ν, моль) к массе растворителя, в которой это вещество содержится

(m _{растворителя} , кг). Определяется по формуле:

 

Сm = ν / m _{растворителя}, (моль/кг)

 

5. Титр (Т) раствора показывает, сколько грамм вещества содержится в 1 мл раствора. Определяется по формуле:

Т = m _{вещества}/ V, (г /мл)

 

6. Мольная доля (γ) растворенного вещества в растворе показывает отношение количества растворенного вещества к суммарному количеству вещества всех составляющих раствора (и вещества и растворителя). Например: раствор поваренной соли состоит из NaCl и воды, тогда:

γ _NaCl = ν_NaCl /( ν_NaCl + ν_Н2О)

 

7. Нормальная концентрация (С_N, N) – это отношение числа эквивалентов (n) вещества к объему раствора (V, л.), в котором это вещество содержится. Определяется по формуле:

 

N = n / V, (экв/л).

 

Примеры решения задач

1. Вычислить молярную, нормальную, моляльную концентрации и титр 15 %

раствора соды (Na₂CO₃), если плотность такого раствора ρ =1,04 г/мл.

2. Вычислить моляльную концентрацию и мольную долю фосфорной кислоты в растворе, нормальность которого 2 экв/л и ρ =1,03 г/мл.

 

 

Задачи для самостоятельной работы

1. Вычислить моляльную концентрацию и титр 36% раствора HN0₃, если плотность такого раствора ρ =1,22 г/мл.

2. Вычислить моляльную концентрацию и титр 4,85 Н раствора HN0₃ с ρ =1,16 г/мл.

3. Вычислить мольную долю всех компонентов раствора в 10 Н растворе H₂S0₄, ρ =l,29 г/мл.

4. Вычислить мольную долю всех компонентов раствора в 27,1% растворе NH₄C1.

5. Вычислить нормальную и моляльную концентрации 20% раствора серной кислоты, ρ = 1,14 г/мл.

6. Вычислить молярную и процентную концентрации раствора нитрата алюминия (ρ = 1,07 г/мл), который получился после добавления 0,5 моль соли к 350 мл воды.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

Занятие №2

АЦИДИ- И АЛКАЛИМЕТРИЯ

Цель занятия:

1. Изучить теоретические основы титриметрических определений и расчетов.

2. Изучить теоретические основы методов ациди- и алкалиметрии.

3. Освоить метод ациди - и алкалиметрии.

План занятия:

1. Разбор и закрепление теоретического материала.

2. Решение задач по теме занятия. Закон эквивалентов и его значение в решении задач.

3. Выполнение лабораторной работы:

«Установление нормальности и титра раствора соляной кислоты по титрованному раствору соды».

4. Отчет по выполненной работе.

Основные вопросы, разбираемые на занятии

1. Сущность титриметрического метода анализа. Понятие титрованного раствора.

2. Требования к реакциям, которые лежат в основе титриметрических определений.

3. Требования, предъявляемые к титриметрическим определениям. Понятие точки эквивалентности.

4. Способы приготовления титрованных растворов, формулы для расчета концентрации раствора по каждому из способов.

5. Понятие исходного вещества.

6. Мерная посуда, используемая в титриметрическом методе анализа (бюретки, пипетки, мерные колбы, колбы для титрования). Подготовка по­суды к работе.

7. Сущность метода нейтрализации. Рабочие растворы, используемые в методе нейтрализации.

8. Индикаторы метода нейтрализации. Механизм их действия. Интервал перехода окраски индикаторов.

9. Использование метода нейтрализации в санитарно-гигиенических и кли­нических исследованиях.

Ключевые вопросы темы

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Расчеты в этом методе анализа выполняются с использованием закона эквивалентов:

Вещества реагируют друг с другом в количествах пропорциональных их эквивалентам, т.е. число эквивалентов одного участника процесса равно числу эквивалентов другого участника процесса:

n₁ = n₂; N_{1 *} V₁ = N_{2 *} V₂,

где V – объемы растворов реагентов, N –их нормальные концентрации

К исходным веществам, используемым в методе титрометрического анализа, предъявляются определенные требования. Вещества должны быть:

1. химически чистыми;

2. устойчивыми на воздухе, так как взвешивание происходит на воздухе;

3. хорошо растворяться в воде;

4. иметь большую молярную массу, т.к. чем больше навеска, тем меньше погрешность взвешивания.

 

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

Занятие №3

План занятия

1. Разбор и закрепление теоретического материала.

2. Выполнение лабораторных работ:

а) Приготовление титрованного раствора оксалата натрия (Na₂C₂0₄).

б) Установление нормальности и титра рабочего раствора перманганата

калия (КМп0₄).

в) Определение содержания железа (II) в соединениях железа.

3. Решение задач по теме занятия.

4. Отчет по выполненной работе.

5. Программированный контроль по теме: «Титриметрический анализ».

Основные вопросы, разбираемые на занятии:

1. Отличие методов оксидиметрии от метода нейтрализации и их классифи­кация.

2. Понятие эквивалента окислителя и восстановителя.

3. Сущность метода перманганатометрии. Рабочие растворы. Техника вы­полнения.

Ключевые вопросы темы

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе многих важнейших процессов в живой природе. Количественное определение окислите­лей и восстановителей является задачей оксидиметрии. В клинических и биохимических исследованиях оксидиметрически оп­ределяют содержание ферментов, (каталазы, пероксидазы), аскорбиновой кислоты, сахара в крови, мочевой кислоты в моче, ионов Ca²⁺ в сыворотке крови и т.д.

В санитарно-технических исследованиях оксидиметрически определя­ют содержание активного хлора в питьевой воде, природных водоемов и т.д.

В зависимости от применяемых титрантов оксидиметрию разделяют на перманганатометрию (титрант - перманганат калия), йодометрию (титрант -йод и тиосульфат натрия), броматометрию (титрант - бромат калия), нитритометрию (титрант - нитрит натрия). Особенно широко в медицине и биологии применяют перманганатометрию и йодометрию.

 

СУЩНОСТЬ МЕТОДА ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИИ

Перманганат калия является сильным окислителем (в кислой среде) и вступает в реакцию со многими восстановителями, на чем основано прямое перманганатометрическое титрование. В кислой среде КМnO₄ восстанавливается до соединений двухвалентного марганца, т.е. Мn⁺⁷ переходит в Мn²⁺, и каждая молекула КМnO₄ приобретает пять электронов.

158,15

Э КМnO₄= = 31,6 (г/экв)

В нейтральной или щелочной среде КМn0₄ восстанавливается до МnO₂, т.к. Мn⁷⁺ переходит в Mn⁴⁺,принимая три электрона.

158,15

Э КМnO₄= = 52,1 (г/экв)

В то же время этим методом можно определять и окислители, добав­ляя к ним известный избыток раствора восстановителя, например оксалата натрия, а затем определяя не вступивший в реакцию остаток (обратное перманганатометрическое титрование).

Одним из преимуществ перманганатометрического титрования являет­ся возможность фиксирования точки эквивалентности без использования индикатора, т.к. первая избыточная капля титранта окрашивает титруемый раствор в розовый цвет.

Особенностью перманганатометрического титрования является то, что

практически все реакции с участием иона (МnО₄)^¯ в кислой среде ускоряются

ионами Mn⁺², т.е. продуктом реакции (так называемые автокаталитические реакции).

 

Задачи для самостоятельной работы

1. Составить молекулярное уравнение и электронный баланс реакции, протекающей между перманганатом калия и оксалатом натрия. Указать условия, при которых протекает эта реакция. Рассчитайте эквивалентную массу окислителя и восстановителя в данной реакции.

2. Составить молекулярное уравнение и электронный баланс реакции, протекающей между парманганатом калия и сульфатом железа (II). Указать условия, необходимые для протекания этой реакции. Рассчитайте эквивалентные массы окислителя и восстановителя.

3. Определить нормальность и титр кислого раствора КМn0₄, если в одном литре этого раствора содержится 0,3161 г чистого КМn0₄.

4. На титрование одного мл раствора щавелевой кислоты, титр которого равен 0,0069 г/мл, пошло 1,2 мл раствора КМn0₄. Определить нормаль­ность раствора окислителя.

5. Какую навеску щавелевой кислоты надо растворить в колбе на 200 мл, чтобы приготовить 0,02 Н раствор.

6. Какой объем раствора, содержащего 0,556 г FeS0_4*7H₂0 в 500 мл, может быть окислен 10 мл 0,02 Н раствора КМп0₄?

7. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию:

KN0₂ + KMn0₄ + H₂S0₄ КN0_з + MnS0₄ + K₂S0₄ + Н₂0

Определить эквивалент окислителя и восстановителя.

8. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию:

Na₂S0₃ + KMn0₄ + Н₂0 Na₂S0₄ + Mn0₂ + К0Н

Определить эквивалент окислителя и восстановителя.

9. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию:

Н₂0₂ + КМn0₄ + H₂S0₄ 0₂ + MnS0₄ + Н₂0 + K₂S0₄

Определить эквивалент окислителя и восстановителя.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

Занятие №4

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ

План занятия

1. Выполнение лабораторных работ:

а) Приготовление титрованного раствора щавелевокислого натрия (Na₂C₂0₄).

б) Установление нормальности и титра рабочего раствора перманганата

калия (КМп0₄).

в) Определение содержания железа (II) в соединениях железа.

2. Отчет по выполненной работе.

5. Программированный контроль по теме: «Титриметрический анализ».

Основные вопросы, разбираемые на занятии:

1. Отличие методов оксидиметрии от метода нейтрализации и их классифи­кация.

2. Понятие эквивалента окислителя и восстановителя.

3. Сущность метода перманганатометрии. Рабочие растворы. Техника вы­полнения.

 

В СОЕДИНЕНИЯХ ЖЕЛЕЗА

1. Принцип. Метод перманганатометрии один из важнейших методов количествен­ного определения железа (II). Ионы Fe²⁺ легко окисляются перманганатом калия в кислой среде. Реакция между перманганатом калия и сульфатом желе­за (II), в кислой среде протекает по уравнению:

2KMn0₄ + 10FeSO₄ + 8H₂S0₄ 5Fe₂(S0₄)₃ + 2MnS0₄ + K₂S0₄ + 8H₂0

Так как ион Fe²⁺, переходя в Fe³⁺, отдает один электрон, то эквивалентная масса FeSO₄ (Э FeSO₄) равна ее молярной массе.

2. Порядок титрования

К исследуемому раствору в мерной колбе прибавить 20 мл разбавленной серной кислоты (для предупреждения гидролиза соли железа) и довести объем в мерной колбе до метки дистиллированной водой, тщательно перемешать.

Пипеткой отмерить точный объем приготовленного раствора и титро­вать из бюретки раствором перманганата калия до появления розового окра­шивания, не исчезающего в течение 0,5-1 минуты. Титрование повторить трижды. По результатам титрования рассчитать содержание в растворе чисто­го железа (II).

Запись результатов титрования:

На титрование_____(мл) раствора Fe⁺² пошло_____(мл) КМп0₄.

На титрование_____(мл) раствора Fe⁺² пошло ____ (мл) КМп0₄.

На титрование_____(мл) раствора Fe⁺² пошло_____(мл) КМп0₄

V (KMn0₄) _cp = (V₁+ V ₂ + V ₃)/3

3. Для определения содержания Fe⁺² в исследуемом растворе не­обходимо рассчитать:

1. Нормальность анализируе­мого раствора соли Fe (II) (экв/л)

2. По найденной нормальности раствора cоли Fe (II) содержание его в объеме мерной колбы (г).

3. Вывод по лабораторной работе.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

Занятие №5

Итоговое занятие по теме

«КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ»

1. Способы выражение концентрации растворов: массовая доля, молярность, нормальность, моляльность, титр, мольная доля.

2. Определение конца реакции. Точка эквивалентности.

3. Исходные вещества методов нейтрализации и перманганатометрии. Способы приготовления титрованных растворов.

4. Индикаторы метода нейтрализации (метилоранж, фенолфталеин, лакмус). Интервал перехода окраски. Выбор индикатора.

5. Окислительно-восстановительные реакции.

6. Расчет эквивалентов кислот, оснований, солей в реакциях обмена.

7. Понятие эквивалента окислителя и восстановителя.

8. Отличие методов оксидиметрии от метода нейтрализации и их классифи­кация.

9. Сущность метода перманганатометрии. Рабочие растворы. Техника вы­полнения.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

 

Занятие №6

ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Цель занятия:

1. Изучить свойства растворов неэлектролитов и электролитов.

2. Освоить методику расчета рН растворов слабых и сильных кислот и оснований.

 

Основные вопросы, разбираемые на занятии:

1. Роль воды, и водных растворов в процессах жизнедеятельности.

2. Свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Давление насыщенного пара, кипение и замерзание растворов. Закон Рауля и следствия из него. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант Гоффа.

3. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент.

4. Растворы слабых электролитов. Степень и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.

5. Растворы сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила раствора.

6. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

7. Расчет рН слабых и сильных кислот и оснований.

 

Ключевые вопросы темы

Свойства растворов неэлектролитов.

Некоторые свойства растворов неэлектролитов не зависят от природы растворенного вещества, а определяются главным образом концентраци­ей частиц.

 

1.Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором неэлектролита равно мольной доле (γ_В) растворенного вещества (закон Рауля):

Р_о – Р ₌ γ_В

Р_о

 

Р_о - давление насыщенного пара над чистым растворителем,

Р - давление насыщенного пара над раствором,

γ_В - мольная доля растворенного вещества.

От величины давления насыщенного пара раствора зависят температуры его кипения и замерзания.

Любой раствор кипит при более высокой температуре, а замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель (следствие из закона Рауля).

Так, например, любой водный раствор будет кипеть при температуре выше чем 100 ^оС, а замерзать при температуре ниже, чем 0 ^оС. Величину, показывающую эту разницу, определяют по формулам:

 

∆t_{зам. раствора} = К_{кр *} C_m

∆t_{кип. раствора} = К_{эб *} C_m

C_m – моляльность раствора,

К_кр - криоскопическая постоянная растворителя,

К_эб - эбулиоскопическая постоянная растворителя.

 

Криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя показывают на сколько градусов ниже температура замерзания или выше температура кипения одномоляльного раствора неэлектролита, чем чистого растворителя.

 

2. Осмос.

В природе многие растворы отделены друг от друга при помощи мембран, через которые могут проникать только молекулы воды или какого-либо другого растворителя, а молекулы растворенных веществ проникать не могут. Такие мембраны называются полупроницаемыми.

Явление проникновения молекул воды через полупроницаемую мембрану называется осмосом.

Что бы остановить проникновение молекул воды через полупроницаемую мембрану, с другой стороны этой мембраны, необходимо приложить давление. Это избыточное гидростатическое давление называется осмотическим.

Явление осмоса изучал голландский естествоиспытатель Вант-Гофф и установил математическую зависимость для растворов неэлектролитов (закон Вант-Гоффа):

 

Р_осм = С_{м *} R _* T, где

 

R – универсальная газовая постоянная, (8,31 Дж/моль_*К,)

С_м – молярная концентрация раствора,

Т – абсолютная температура, ^оК.

Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Раствор с большим осмотическим давлением по отношению к первому будет гипертоническим, а раствор с меньшим давлением - гипотоническим.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

Занятие №7

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

Буферные системы организма

Выделяют 2 вида:

1) минеральные;

2) белковые.

 

К минеральным относят гидрокарбонатную и фосфатную буферные системы. К белко­вым - собственно белковую и гемоглобиновую.

Гидрокарбонатный буфер - это важнейший буфер плазмы крови (на его долю прихо­дится до 50% буферной ёмкости внеклеточной жидкости). Он состоит из слабой угольной кислоты, образующейся при растворении СО₂ в H₂O, и гидрокарбонат-иона НСО₃^-, выполняюще­го роль сопряжённого основания.

 

В условиях организма концентрация гидрокарбонат-ионов в 20 раз выше концентрации кислоты, и эта величина постоянна.

Н₂СО₃ [НСО₃^-] 20

^{кислота} ----------------------- = ------------------- = const

НСО₃^- [Н₂СО₃] 1

^{основание}

Таким образом, в условиях организма для этого буфера ёмкость по кислоте в 20 раз выше, чем ёмкость по щёлочи, поэтому основная роль гидрокарбонатного буфера состоит в нейтра­лизации кислых продуктов обмена в организме:

Н₂СО₃ Н₂СО₃

НСО₃^- + Н⁺ => Н₂СО₃ (СО₂↑ + Н₂О)

 

Фосфатная буферная система - внутриклеточный и тканевой буфер. Особенно боль­шую роль буфер играет в физиологических процессах почек.

 

И РАСЧЕТ ИХ рН

 

Ацетатный буфер содержит слабую уксусную кислоту СН₃СООН и ее натриевую соль CH₃COONa.

Приготовить три буферных раствора, как указанно в таблице 1. Внести в каждую пробирку каплю индикатора. Полученную окраску отметить в таблице. Соответствует ли окраска каждого раствора рас­считанному значению рН? (таблица 2). Пользуясь данными таблицы 2, в таблице 1 отметить, как окрасится метилоранж, фенолфталеин и метиловый красный в этих растворах.

 

Таблица 1 Приготовление ацетатных буферных смесей и расчет их рН.

 

№ пробирки
Объем (мл) 0,1 N СН3СООН
Объем (мл) 0,1 N СН3СООNa
Вычисленный рН
Окраска индикатора	Метиловый красный
Фенолфталеин
метилоранжевый

 

 

Таблица 2. Свойства индикаторов.

 

индикатор	рК	рН зоны изменения окраски	Цвет
В кислоте	В щелочи
Метиловый красный	5,3	4,4 – 6,2	Красный	Желтый
Фенолфталеин	9,0	8,0 – 9,8	Бесцветный	фиолетовый
метилоранжевый	3,7	3,1 – 4,4	Красный	Желтый

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

Занятие №8

ИТОГОВОЕ ЗАНЯТИЕ

«ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ И ПРОЦЕССОВ ФУНКЦИОНИРОВАНИЯ ЖИВЫХ СИСТЕМ: ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ, КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

 

Занятие №9

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Обратимые реакции - это реакции, идущие одновременно в обоих направлениях. В них, образующиеся продукты реакции взаимодействуют друг с другом, превращаясь в исход­ные вещества. Например, синтез аммиака:

υ_пр

N₂ + 3 H₂ ↔ 2 NH₃ ; υ_пр= k_{пр *} C_{N2 *} C_H2³ _; υ_обр = k_{обр *} C_NH3²

υ_обр

 

То состояние системы, при котором скорость прямой реакции υ_пр равна скорости обратной υ_обр называется химическим равновесием, оно характеризуется К_равн.. Такое равновесие является динамическим, то есть подвижным. Пользуясь правилом Ле-Шателье, его можно сместить в сторону исходных веществ или в сторону продуктов реак­ции, но через некоторое время наступает состояние равновесия, соответствующее новым условиям.

Правило Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказано внешнее воздействие (изменили концентрации веществ, температуру или давление газов), то равновесие сместится в противоположном направле­нии к направлению произведенного воздействия.

 

Например, синтез аммиака - это эндотермический процесс, то есть процесс, идущий с поглощением тепла. Чтобы установившееся равновесие сместить в сторону продуктов ре­акции (NH₃) систему необходимо нагреть или увеличить концентрации исходных веществ или уменьшать концентрацию продуктов, убирая из системы получившийся амми­ак.

Эти принципы справедливы и для биологических систем.

Химическое равновесие характеризуется величиной константы равновесия (К_равн).

Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, например:

C_NH3²

^К_равн =

C_{N2 *} C_H2³

 

Задачи для самостоятельного решения:

1. Как изменится скорость прямой реакции: N₂ + ЗН₂ ↔ 2NН₃ , если при неизменной температуре повысить давление в системе 2 раза?

2. При некоторых условиях температуры и давления в сосуде емкостью

0,5 л находится 0,03 моля диоксида азота. Вычислить константу ско­рости прямой реакции, протекающей по уравнению 2N0₂ ↔N₂O₄, если скорость реакции при данных условиях 1,08 моль/л _*сек.

3. При повышении температуры на 10° скорость некоторой реакции увеличилась в 2 раза. Во сколько раз увеличится скорость этой же реакции при повышении температуры на 50° и на 100°?

4. Взаимодействие между оксидом углерода (II) и хлором идет по уравнению: СО + С1₂ →СОС1₂.

Концентрация оксида углерода 0,3 моль/л, а хлора 0,2 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию хлора до 0,6 моль/л, а концентрацию оксида углерода до 1,2 моль/л?

5. При 150 °С некоторая реакция заканчивается за 16 минут. Принимая температурный коэффициент реакции равным 2, рассчитайте, через сколько минут закончилась бы эта же реакция при 200°С.

6. В какую сторону сместится равновесие системы: 2НВr ↔ Н₂ + Вr₂ при повышении температуры?

7. В какую сторону сместится равновесие системы N₂ + О₂↔2NO₂ при повышении давления.

8. Напишите выражение для константы равновесия следующей системы:

Fe₂O₃ + СО ↔ 2FeO + СO₂

9. Константа равновесия реакции 2N0₂ ↔ N₂0₄ при некоторой температуре равна 0,25. Вычислить равновесные концентрации компонентов системы, если первоначальная концентрация N0₂ ⁼ 9,2 г/л.

10. Вычислить равновесные концентрации водорода и йода, если известно, что их начальные концентрации составляли по 0,02 моль/л, а равновесная концентрация НI 0.03 моль/л. Вычислить константу равновесия системы

H₂ + I₂ ↔ 2HI.

11. При равновесии системы N₂ + ЗН₂ ↔2NH₃ концентрации участвующих в реакции веществ равны: [N₂] = 3 моль/л, [Н₂] = 9 моль/л, [NН₃] = 4 моль/л. Каковы были исходные концентрации водорода и азота?

12. При нагревании оксида азота (N0₂) в закрытом сосуде до некоторой тем­пературы, равновесие реакции 2N0₂↔2N0 + 0₂ установилось при сле­дующих концентрациях: [N0₂] = 0,6 моль/л, [0₂] = 0,12 моль/л, [N0] = 0,24 моль/л. Найдите константу равновесия для этой температуры и исходную концентрацию диоксида азота.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия