Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Введение в курс бионеорганической химии

Поиск

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,См)

в) нормальная концентрация (N, CN)

г) моляльная концентрация (m,Сm)

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 NA = 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 NA Vm

N - число частиц,

NA - число Авогадро,

V0 - объем газа при нормальных условиях,

Vm - 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. Эоксида (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 (СМ) – это отношение количества вещества (ν, моль) к объему раствора (V, литр), в котором это вещество содержится. Определяется по формуле:

 

СМ = ν / V, (моль/л).

 

Величина молярной концентрации показывает, сколько моль вещества содержится в 1 литре раствора. Например, известно СМ (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 = νNaCl /( νNaCl + νН2О)

 

7. Нормальная концентрация (СN, 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; N1 * V1 = N2 * 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 FeS04*7H20 в 500 мл, может быть окислен 10 мл 0,02 Н раствора КМп04?

7. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию:

KN02 + KMn04 + H2S04 КN0з + 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 (γВ) растворенного вещества (закон Рауля):

Ро – Р = γВ

Ро

 

Ро - давление насыщенного пара над чистым растворителем,

Р - давление насыщенного пара над раствором,

γВ - 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:

 

∆tзам. раствора = Ккр * Cm

∆tкип. раствора = Кэб * Cm

Cm – моляльность раствора,

Ккр - криоскопическая постоянная растворителя,

Кэб - 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):

 

Росм = См * R * T, где

 

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

См – 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- 2СО3] 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:

υпр

N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 ; υпр= kпр * CN2 * CH23 ; υобр = kобр * CNH32

υобр

 

То состояние системы, при котором скорость прямой реакции υпр равна скорости обратной υобр называется химическим равновесием, оно характеризуется Кравн.. 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 (Кравн).

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

CNH32

Кравн =

CN2 * CH23

 

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



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-08-06; просмотров: 1039; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 98.80.143.34 (0.015 с.)