МРС 2012 Химия Документ Microsoft Office Word

Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования
Ханты-Мансийского автономного округа – Югры
«Ханты - Мансийская государственная медицинская академия»











Методическая разработка
по проведению практических и лабораторных занятий для студентов
по учебной дисциплине «Химия»

для специальности 060101.65 «Лечебное дело» высшего профессионального образования

Факультет лечебный
Кафедра медицинской и биологической химии












Подготовили преподаватели:
Никонова Л.Г., Гагаро М.А., Калашникова С.П.

Обсуждена на заседании ЦМК
«____» _______________2012 г.
Протокол № ________________






Список основной и дополнительной литературы по учебной дисциплине «Химия»

Основная литература
Общая химия./Попков В.А., Пузаков С.А. – М.: ГЭОТАР – Медиа, 2010. –976 с.
Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. / Под ред. Ю.А. Ершова. - М.: Высшая школа, 2007. – 559 с.
Биоорганическая химия: учебник для вузов / Н.А. Тюкавкина, Ю.И. Бауков. – 4-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2005. – 542 с.
Руководство к лабораторным работам по биоорганической химии: пособие для вузов / Н.Н. Артемьева, В.Л. Белобородов, С.Э. Зурабян и др.; под ред. Н.А. Тюкавкиной. – 3-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2006. – 318 с.
Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб.пособие / Пузаков С.А., Попков В.А., Филиппова А.А.– М.: Высш. шк., 2008. – 255 с.
Бабков А.В. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. / Бабков А.В., Попков В.А., Пузаков С.А., Трофимова Л.И.; Под ред. В.А. Попкова, А.В. Бабкова. – М.: Высш. шк., 2001. – 237 с.
Конспекты лекций

Дополнительная литература
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. / Ахметов Н.С. – М.: Высш. шк., 1981. – 679 с.
Бабков А.В. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. / Бабков А.В., Попков В.А., Пузаков С.А., Трофимова Л.И.; Под ред. В.А. Попкова, А.В. Бабкова. – М.: Высш. шк., 2001. – 237 с.
Берёзов Т.Т. Биологическая химия. / Берёзов Т.Т., Коровкин Б.Ф. – М., Медицина, 1998. – 704 с.
Биохимия: Учебник для вузов / под ред. Северина Е.С. – М.: ГЭОТАР-МЕД, 2011. –784 с.
Бышевский А.Ш. Биохимия. / Бышевский А.Ш., Терсенов О.А. – Екатеринбург: Уральский рабочий, 1994. – 384 с.
Долгов В.В. Клинико-диагностическое значение лабораторных показателей. / Долгов В.В. и соавт. – М.: Лабинформ, Центр, 1995. - 224 с.
Зайчик А.Ш. Основы общей патологии. Часть 2. Основы патохимии. / Зайчик А.Ш., Чурилов Л.П. – Спб.: ЭЛБИ, 2000. – 688 с.
Зеленин К.Н. Химия. / Зеленин К.Н. – СПб.: Специальная литература, 1997. – 688 с.
Исследование системы крови в клинической практике / под редакцией Козинца Г.И. и Макарова В.А. – М.: Триада-Х, 1997. – 480 с.
Клиническая биохимия: учебник / под ред. Ткачука В.А. – М.: ГЭОТАР-МЕД, 2002.
Клиническое руководство по лабораторным тестам. / Перевод с англ. Под редакцией Меньшикова В.В. – М.: ЮНИМЕД-пресс, 2003. – 942 с.
Кольман Я. Наглядная биохимия: Пер. с нем. / Кольман Я., Рём К.-Г. – М.: Мир, 2000. – 469 с.
Коровин Н.В. Общая химия. / Коровин Н.В. – М.: Высш. шк., 1998. – 559 с.
Мушкамбаров Н.Н. Физическая и коллоидная химия. / Мушкамбаров Н.Н. – М.: ГЭОТАР-МЕД, 2001. – 384 с.
Органическая химия. / Лузин А.П., Зурабян С.Э., Тюкавкина Н.А. и др.; Под ред. Н.А. Тюкавкиной – М.: Высш. шк., 1998. – 511 с.
Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб.пособие / Пузаков С.А., Попков В.А., Филиппова А.А.– М.: Высш. шк., 2008. – 255 с.
Руководство к лабораторным занятиям по биоорганической химии. / Под ред. Н.А. Тюкавкиной – М.: Медицина, 1999. – 319 с.
Слесарев В.И. Химия: Основы химии живого. Учебник для вузов. / Слесарев В.И. – Спб.: Химиздат, 2007. – 784 с.
Вопросы медицинской химии (журнал)
Вопросы биологической, медицинской и фармацевтической химии (журнал)
Токсикологический вестник (журнал)
Фармация (журнал)
Химико-фармацевтический журнал (журнал)
Интернет-ресурсы

Занятие №1
Тема: Введение в практикум. Основные законы химии. Классификация и номенклатура неорганических соединений. Способы выражения концентрации растворов. Основы количественного анализа.
Значение темы:
Изучение темы будет способствовать формированию способности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы естественнонаучных, медико-биологических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности, способности реализовать этические и деонтологические аспекты врачебной деятельности в общении с коллегами, способности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат, способности к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности, способности использовать нормативную документацию, принятую в здравоохранении, терминологию, международные системы единиц (СИ), действующие международные классификации.
Цель занятия: Студент должен
Знать:
Правила техники безопасности и работы в физических, химических, биологических лабораториях с реактивами, приборами, животными;
Физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном, клеточном, тканевом, органном уровнях;
Свойства воды и водных растворов;
Способы выражения концентрации веществ в растворах, способы приготовления растворов заданной концентрации;
Физико-химические методы анализа в медицине (титриметрический, электрохимический, хроматографический, вискозиметрический);
Уметь:
Пользоваться учебной, научной, научно-популярной литературой, сетью Интернет для профессиональной деятельности;
Пользоваться физическим, химическим и биологическим оборудованием;
Классифицировать химические соединения, основываясь на их структурных формулах;

Вопросы для изучения темы
Техника безопасности и правила работы в химической лаборатории. Меры оказания первой помощи и правила поведения при несчастных случаях. Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных наук Связь химии с медициной. Основные этапы развития химии. Вклад отечественных и зарубежных ученых в развитие химии.
Способы выражения концентрации растворов: а)массовая доля; б)молярная концентрация; в)молярная концентрация эквивалента; г)молярная доля растворенного вещества; д) моляльная концентрация; е) титр вещества. Формулы перехода от одних способов выражения концентрации к другим. Закон эквивалентов. Виды мерной химической посуды и приемы работы с ними.
Задачи количественного анализа. Классификация методов количественного анализа. Разновидность количественного анализа – титриметрический анализ. Классификация титриметрического анализа по типу химической реакции (кислотно-основное, осадительное, окслительно-востановительное, комплексонометрическое); по типу титранта. Теоретические основы, сущность алкалиметрического, ацидиметрического, перманганатометрического, иодометрического титрования. Используемые титранты, концентрация, способы их приготовления, стандартные вещества, способы фиксирования точки эквивалентности, индикаторы. Индикаторы метода кислотно-основного титрования. Интервал перехода окраски индикаторов. Оборудование в титриметрическом анализе. Правила работы с оборудованием. Расчетные формулы, используемые в титриметрическом анализе согласно системы СИ.

Вопросы для самоконтроля знаний
Заполните таблицу перехода от одного способа выражения концентрации вещества к другому.
Вычислить
Дано
m(x)
С(x)
С(1/z x)
(%
Т(x)

(%(x)

(%(10 / M(x)




С(x)






С(1/z x)






Т(x)






m(x)






Пример: По какой формуле можно рассчитать молярную концентрацию раствора, если известна его массовая доля?
Решение: С(х) = n(x) /Vр-ра, моль/л, n(x) = m(x) / M(x), моль Тогда С(х) = m(x) / M(x) .Vр-ра, моль/л. Объем переводят в мл: С(х) = m(x) .1000 / M(x).V, моль/л и выражают массу m(x) = C(x) . M(x) .V / 1000, г
(% = m(x) .100% / m (р-ра), m (р-ра) = ( р-ра .Vр-ра, тогда m(x) = (% . ( р-ра . Vр-ра / 100%
Поскольку масса растворенного вещества при разных способах выражения концентрации одна и та же m(x) = C(x) .M(x) .Vр-ра /1000 = (% .( р-ра .V р-ра /100% , C(x) = (% .( .10 /M(x), моль/л. Выведенное выражение заносят в таблицу.
2. Молярная концентрация вдвое меньше молярной концентрации эквивалента для раствора:
а) ZnSO4 б) HCl в) KNO3 г) AlCl3
3. В растворе гидроксида натрия V=2 л и С(х) =0,5 моль/л содержится ____ растворённого вещества:
а) 80 г б) 40 г в) 20 г г) 60 г
4. Массовая доля сахарного раствора (10 г сахара в 190 г воды) равна:
а) 0,1 б) 0,05 в) 0,01 г) 0,4
5. Продолжите фразы:
Титриметрический анализ-это.
В основе титриметрического анализа лежит закон
Титрование – это.
В основе метода нейтрализации лежит реакция
Титрант – это..
Титрантами в методе кислотно-основного титрования являются
Кривая титрования - это.
Точка эквивалентности– это..
Индикатор– это..
Титрование сильной кислоты сильным основанием можно проводить в присутствии индикаторов:.
Перманганатометрия относится к методам.титрования.
Раствор титранта при прямом титровании наливают в .

Ситуационные задачи
Сколько граммов борной кислоты и этилового спирта (( = 0,80 г/мл) необходимо взять для приготовления 200 г 3% раствора?
Сколько мл раствора серной кислоты с массовой долей 98% (( = 1,84 г/мл) необходимо взять для приготовления 200 мл раствора с массовой долей 10% (( = 1,05 г/мл)?
Вычислите массовую долю и молярную концентрацию раствора глюкозы, содержащего 75 г вещества в 500 г воды.
Чему равна молярная концентрация 0,9% раствора хлорида натрия(( = 1,0 г/мл)?
Как приготовить 5% раствор глюкозы из 20% раствора?
Концентрация глюкозы в сыворотке крови равна 3,5 ммоль/л, выразите концентрацию в мг%.
Гидроперит (содержит перекись водорода и мочевину) применяют как антисептическое средство. Одна таблетка соответствует 15 мл 3% раствора перекиси водорода. Сколько таблеток необходимо растворить в 100 мл воды для получения 1% раствора?
Для лечения впервые выявленных больных деструктивным туберкулезом вводят внутривенно 10% раствор изониазида из расчета 15 мг/кг массы тела. Рассчитайте объем в мл 10% раствора изониазида (( = 1,0 г/мл), который необходимо ввести больному массой 75 кг.
Тактивин – лекарственный препарат полипептидной природы используется в медицинской практике как иммуномодулирующее средство. Форма выпуска: 0,01% раствор во флаконах по 1 мл. При офтальмогерпесе препарат назначают в виде подкожных инъекций по 0,010-0,025 мг один раз в сутки. Рассчитайте объемы 1% раствора тактивина, которые соответствуют суточной дозе препарата.
Ампициллин – полусинтетический антибиотик. Форма выпуска: таблетки и капсулы по 0,25 г. Суточная доза для детей составляет из расчета 100 мг/кг. Суточную дозу делят на 4-6 приемов. Рассчитайте, какую часть таблетки нужно дать ребенку массой 10 кг на один прием: а) при четырехкратном приеме; б) при шестикратном приеме препарата в сутки?
Для определения общей кислотности желудочного сока 5 мл сока оттитровали раствором щелочи с концентрацией 0,095 моль/л в присутствии фенолфталеина. На реакцию израсходовано 2,5 мл раствора щелочи. Рассчитайте кислотность анализируемого сока в моль/л.
Рассчитайте массу навески КMnO4, необходимую для приготовления: а) 1 л раствора KMnO4 с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л, б) 0,5 л раствора KМnO4 c молярной концентрацией эквивалента 0,05 моль/л для проведения работ по перманганатометрическому титрованию.
Для определения кальция в сыворотке крови его осаждают в виде СаС2О4, добавляя к 0,5 мл сыворотки оксалат аммония в избытке. Осадок отфильтровывают, промывают и растворяют в серной кислоте. Раствор титруют раствором KMnO4 c молярной концентрацией эквивалента 0,01 моль/л до неисчезающего розового окрашивания. Вычислите содержание кальция в миллимолях на 1 л сыворотки, если на титрование 0,5 мл сыворотки израсходовано 5 мл KMnO4.
Рассчитайте массовую долю (%) уксусной кислоты, если на 10 мл ее раствора израсходовано при титровании 20 мл 0,2 моль/л раствора гидроксида натрия.
На титрование 2,5 мл раствора щавелевой кислоты с концентрацией С(1/2Н2С2О4) = 0,1 моль/л израсходовано в среднем 27,5 мл раствора KMnO4. Рассчитайте С(1/5KMnO4), моль/л.

Лабораторная работа №1 «Приготовление раствора заданной концентрации».
Опыт №1. Приготовление раствора серной кислоты заданной концентрации.
Цель. Научиться готовить растворы методом разбавления на примере раствора серной кислоты
Оборудование. Мерные цилиндры, пипетки, склянка с пробкой, воронка.
Реактивы. Концентрированный раствор серной кислоты, вода дистиллированная.
Задание. Приготовить ______ мл раствора серной кислоты c молярной концентрацией около 0,1 моль/л методом разбавления.
Расчеты.1) рассчитывают объем концентрированной серной кислоты, необходимый для приготовления 0,1 моль/л раствора заданного объема; 2) рассчитывают объем дистиллированной воды.
Сущность работы. Разбавление исходной концентрированной кислоты водой для получения раствора заданной концентрации в соответствии с предварительным расчетом.
Методика. Мерным цилиндром отмеривают _____ мл дистиллированной воды и переливают в чистую склянку с пробкой. Отмеривают мерным цилиндром или пипеткой ___________ мл ______% раствора серной кислоты и осторожно переливают в ту же склянку. Полученный раствор перемешивают.
На склянку наклеивают этикетку с названием раствора, его концентрацией, фамилией приготовившего и датой приготовления.
Вопросы к защите работы.
Меняются ли при разбавлении раствора количество вещества и концентрация кислоты?
С какой точностью следует рассчитывать объем концентрированной серной кислоты для отмеривания мерным цилиндром, пипеткой?

Основная литература: 1-7.
Дополнительная литература: 1-24.

Приложение:
Форма протокола лабораторной работы.
Дата. Тема занятия
Лабораторная работа № ___
Название лабораторной работы или опыта
Цель.
Оборудование и реактивы
Задание.
Методика эксперимента.
Химизм процессов.
Наблюдения, результаты и расчеты.
Вывод.
Ответы на вопросы к защите работы.
Лабораторная работа оформляется в отдельной тетради. Протокол каждой работы начинают с новой страницы. Лабораторная работа считается зачтенной после ее личного практического выполнения и защиты (знание химизма, ответов на вопросы). Частью лабораторной работы может являться выполнение эксперимента с элементами исследовательской работы (УИРС).


Занятие №2

Тема: Строение вещества. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики.
Значение темы: Изучение темы будет способствовать формированию способности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы естественнонаучных, медико-биологических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности, способности реализовать этические и деонтологические аспекты врачебной деятельности в общении с коллегами, способности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат, способности к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности.
Цель занятия: Студент должен
Знать:
правила техники безопасности и работы в химических лабораториях с реактивами, приборами.
физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном, клеточном, тканевом, органном уровнях;
Уметь:
пользоваться физическим, химическим оборудованием;
прогнозировать направление и результат физико-химических процессов и химических превращений биологически важных веществ;
выполнять термохимические расчеты, необходимые для составления энергоменю, для изучения основ рационального питания;

Вопросы для изучения темы
Термодинамика, основные понятия и задачи. Параметры состояния (экстенсивные и интенсивные) и функции состояния системы.
Понятие внутренней энергии. Работа и теплота – две формы передачи энергии. Первое начало термодинамики. Изохорные и изобарные процессы. Тепловой эффект химической реакции. Энтальпия как функция состояния системы. Эндотермические и экзотермические процессы.
Первое начало термодинамики для изобарных процессов. Закон Гесса. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики химических и биохимических процессов. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Следствия из закона Гесса.
Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания, основные задачи биоэнергетики.
Второе начало термодинамики, вклад С. Карно и Р. Клаузиуса. Энтропия как функция состояния системы. Критерии самопроизвольно протекающих процессов в изолированных системах. Связь энтропии с вероятностью состояния системы.
Применение первого и второго начала термодинамики к живым организмам. Математическое выражение второго начала термодинамики для открытых систем. Энергия Гиббса как функция состояния системы и критерий направленности процессов. Условия возможности протекания реакций в прямом направлении. Математическое выражение, связывающее изменение энергии Гиббса с изменениями энтальпии и энтропии. Расчет изменения энергии Гиббса по следствиям закона Гесса.
Экзергонические и эндергонические реакции. Понятие о сопряженных процессах. Коэффициент полезного действия биохимических процессов.

Вопросы для самоконтроля знаний
Дополните фразы:
Химическая термодинамика изучает.
Открытой системой называют такую систему, которая..
Экстенсивными называют параметры термодинамической системы, величина которых.
Функциями состояния называют такие величины, которые.
Интенсивными являются параметры:
Формы обмена энергией между системой и окружающей средой -
Процессы, протекающие при постоянной температуре, называются
Процессы, протекающие при постоянном давлении, называются
Внутренняя энергия системы – это
Закон, отражающий связь между работой, теплотой и внутренней энергией - .
Тепловой эффект реакции, протекающий при постоянном объеме, называется изменением
Энтропия реакции – это.
Химические процессы, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю среду выделяется теплота, называются
Процесс называют эндотермическим, если..
Закон Гесса имеет следующую формулировку:.
При окислении 1г улеводов выделяетсяккал, белков..ккал, жиров.ккал.
Функцией состояния, характеризующей тенденцию системы к достижению вероятного состояния, является.
Критерием направленности процесса в изолированной системе является..
Математическое выражение 2-го начала термодинамики для изолированных систем:.

Ситуационные задачи
Пероксид водорода используется в медицине для обработки ран в виде раствора с массовой долей 3%. Докажите, что процесс разложения пероксида водорода в присутствии фермента каталазы является самопроизвольным, используя при этом значения: S0298(Н2О2) = 110 Дж/моль
·К, S0298(Н2О) = 70 Дж/моль
·К, S0298(О2) = 205 Дж/моль
·К.
На испарение 1 моля воды требуется 40 кДж. Сколько теплоты будет потеряно за день при выделении через кожу 720 г воды?
Рассчитайте стандартную энергию Гиббса для процесса окисления глюкозы по следующим данным:
·Н0обр(С6Н12О6) = -1264,4 кДж/моль,
·Н0обр(СО2) = -393 кДж/моль,
·Н0обр(Н2О) = -286 кДж/моль. Изменение энтропии всей реагирующей системы равно 0,259 кДж/моль.
Рассчитайте стандартную энтропию реакции: глицин + глицин = глицилглицин. Если S0298(глицилглицина) = 231 Дж/моль
·К, S0298(глицина) = 159 Дж/моль
·К, S0298(Н2О) = 70 Дж/моль
·К.
Почему реакция окисления глюкозы до глюкозы-6-фосфат, являясь эндергонической, протекает в организме в прямом направлении?
В организме человека реакция окисления этилового спирта протекает в две стадии. Первая – окисление этилового спирта до уксусного альдегида с участием фермента алкогольдегидрогеназы протекает по уравнению: С2Н5ОН + 1/2О2 = СН3СОН + Н2О. Рассчитайте
·Нр-ии, используя первое следствие закона Гесса.
Найти изменение внутренней энергии при испарении 90 г воды при температуре ее кипения. Теплота парообразования воды равна 40714 Дж/моль, Удельный объем жидкого пара 1,699 л/г. Давление нормальное.
Теплота сгорания углеводов, белков и жиров составляет 17; 17 и 39 кДж/г. Среднесуточная потребность в белках, жирах и углеводах для студентов – мужчин составляет 113; 106 и 451 г. Какова суточная потребность студентов – мужчин в энергии?
Почему процесс денатурации белка трипсина при 500С является самопроизвольным, хотя тепловой эффект реакции равен 2725 Дж/моль? Изменение энтропии для данной реакции 8,8 Дж/моль
·К.
Теплота сгорания глюкозы равна -2810 кДж/моль, теплота сгорания этилового спирта равна -1366 кДж/моль. На основании этих данных вычислите тепловой эффект биохимического процесса брожения глюкозы: С6Н12О6 = 2С2Н5ОН + 2СО2.
Константа равновесия разложения лекарственного вещества в автоклаве при 413 К равна 0,396
·105 Па, а при 443 К – 1,286
·105 Па. Вычислить тепловой эффект реакции.

Лабораторная работа №2. «Определение теплоты реакций нейтрализации».
Цель. Приобрести навыки калориметрического определения теплот химических реакций и обработки, данных эксперимента. Проверить зависимость теплот реакций нейтрализации от природы реагирующих кислот и оснований.
Оборудование. Калориметр, мерные цилиндры, термометр, воронка, мешалка.
Реактивы. Растворы соляной кислоты, азотной кислоты, уксусной кислоты, гидроксида калия с концентрацией 1 моль/л.
Задание. Определить теплоту реакции нейтрализации кислоты раствором гидроксида калия для следующих пар кислота – основание: соляная кислота – гидроксид калия, азотная кислота – гидроксид калия, уксусная кислота – гидроксид калия.
Методика. Подготовьте для работы калориметр: проведите внешний осмотр его, чтобы убедиться в исправности всех деталей; ополосните дистиллированной водой стакан; проверьте работу мешалки и настройте ее. Запишите в лабораторном журнале исходные данные:
Масса внутреннего стакана калориметра m1, г
Объемы растворов реагирующих веществ V, мл
Концентрация растворов с, моль/л
Плотность растворов р, г/мл
Удельная теплоемкость растворов (воды) Ст(Н20) = 4,184 Дж/(г·К)
Удельная теплоемкость стекла Ст(ст) = 0,753 Дж/(г-К)
Мерными цилиндрами отмерьте равные объемы растворов кислоты и основания (0,03-0,10 л, по указанию преподавателя). Температуру одного из растворов, например основания, измерьте непосредственно в цилиндре термометром, вынутым из калориметра. После этого термометр ополосните дистиллированной водой и снова вставьте в калориметр. Раствор кислоты перелейте через воронку, в стакан калориметра и также запишите его температуру. Раствор щелочи быстро прилейте в калориметр к раствору кислоты, перемешайте в течение нескольких секунд и наблюдайте за столбиком ртути термометра. Запишите самое высокое показание. Повторите опыт с этой же парой кислоты и основания. Затем проведите по два параллельных опыта с другими парами кислота – основание. Полученные экспериментальные данные запишите в таблицу по форме:
Измеренные и вычисленные величины
Реагирующие вещества


HCl + KOH
HNO3 + KOH
CH3COOH + KOH

Температура раствора кислоты Тк




Температура раствора основания Tо




Начальная температура опыта Т1= 0,5(Тк+То)




Наивысшая температура после смешения Т2





·T=T2 - T1




Q, кДж





·Нр, кДж/моль




Анализ результатов. Для вычисления по экспериментальным данным теплоты реакции нейтрализации сначала рассчитайте общую теплоемкость калориметра Cm, учитывая теплоемкость раствора и теплоемкость стакана:
Cm = Cm(cm)·m(cm) + Cm(H2O)·m(р-р)
где m(р-р) - масса раствора в калориметре, вычисляемая по объему раствора и плотности. Плотность может быть принята равной 1 г/мл.
Затем вычислите выделившуюся в калориметре теплоту Q = Cm·
·T
Эта теплота постепенно по мере выравнивания температуры передается в окружающую среду и может быть принята равной по абсолютному значению изменению энтальпии системы (калориметра):
·Hк = -Q
Для расчета теплоты реакции
·Hр-я найденное значение теплоты необходимо пересчитать на 1 моль реагирующей кислоты или основания, что соответствует 1 моль образующейся воды:

·Hр-я =

·Hк
=

·Hк


n

cV

где n(x) - количество одного из веществ, участвующих в реакции
Рассчитайте теоретическое значение стандартной энтальпии изученных реакций, используя термодинамические свойства веществ и сравните с полученными значениями. Найдите отклонения найденных значений от расчетных. Объясните вероятные причины отклонений. Укажите зависимость теплоты реакции от природы реагирующих кислот и оснований.

Рисунок 1. Схема калориметра.

Стакан


Кожух из пенопласта или поролона


Термометр


Мешалка


Воронка

Таблица 1. Термодинамические свойства некоторых веществ, применяемых в медицине
Вещество или ион
Состояние

·H°298

·G°298
S°298

НСl
aq
-167
-131
55

Н2О
ж
-286
-238
70

К+
aq
-251
-282 .
103

KI
aq
-307
-334
212

NH3
aq
-80,7
-26,6
110

HNO3
ж
-173
-80
156

NO3-
aq
-207
-114
146


·H°298 - стандартная теплота образования вещества, кДж/моль

·G°298 - стандартное изменение энергии Гиббса при образовании сложного вещества из простых веществ, кДж/моль
S°298 - стандартная энтропия вещества, Дж/(моль
·К)
Сокращения, принятые в табл.: к - кристаллическое состояние, ж - жидкое, г - газообразной, aq -вещество (ион) в водном растворе.
Вопросы к защите работы.
Каковы основные источники ошибок в проведении эксперимента?
На какие промежуточные стадии можно разделить процесс нейтрализации слабой кислоты сильным основанием?
Чем объясняется постоянство стандартных теплот реакций нейтрализации для разных сильных кислот и оснований?
Основная литература: 1-7.
Дополнительная литература: 1-24.

Занятие №3

Тема: Химическая кинетика и катализ. Химическое равновесие Учение о растворах. Коллигативные свойства растворов.
Значение темы: Изучение темы будет способствовать формированию способности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы естественнонаучных, медико-биологических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности, способности реализовать этические и деонтологические аспекты врачебной деятельности в общении с коллегами, способности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат, способности к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности, способности использовать нормативную документацию, принятую в здравоохранении, терминологию, международные системы единиц (СИ), действующие международные классификации, способностью и готовностью изучать научно-медицинскую информацию, отечественный и зарубежный опыт по тематике исследования, способностью и готовностью к участию в освоении современных теоретических и экспериментальных методов исследования.
Цель занятия: Студент должен
Знать:
правила техники безопасности и работы в химических лабораториях с реактивами, приборами;
физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном, клеточном, тканевом, органном уровнях;
свойства воды и водных растворов;
способы выражения концентрации веществ в растворах, способы приготовления растворов заданной концентрации;
основные типы химических равновесий (протеолитические, гетерогенные, лигандообменные, окислительно- восстановительные) процессах жизнедеятельности;
электролитный баланс организма человека, коллигативные свойства растворов (диффузия, осмос, осмолярность, осмоляльность);
Уметь:
пользоваться физическим, химическим и биологическим оборудованием;
прогнозировать направление и результат физико-химических процессов и химических превращений биологически важных веществ;
производить расчеты по результатам эксперимента,
пользоваться учебной, научной, научно-популярной литературой, сетью Интернет для профессиональной деятельности;

Вопросы для изучения темы
Понятие о скорости химической реакции. Закон действующих масс.
Молекулярность и порядок реакции.
Влияние различных факторов на скорость химической реакции. Фармакокинетика.
Кинетические уравнения реакций нулевого, первого, второго порядков. Размерность константы скорости. Период полураспада. Кинетика сложных реакций.
Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
Энергия активации. Катализ. Катализаторы. Механизм их действия. Основы гомогенного катализа. Кислотно-основной катализ. Кинетика ферментативного катализа. Зависимость скорости реакции от концентрации фермента и субстрата. Кинетическое уравнение Михаэлиса-Ментен.
Обратимые и необратимые химические реакции. Условия возникновения химического равновесия. Признаки истинного химического равновесия.
Химический потенциал, физический смысл и математическое выражение.
Вывод закона действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения.
Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Влияние температуры на величину константы химического равновесия. Прогнозирование смещения химического равновесия. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Понятие о стационарном состоянии живого организма, его характеристика. Сходство и отличие стационарного состояния от химического равновесия. Гомеостаз и адаптация организма.
Растворы, определение. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды, обуславливающие ее роль в качестве единственного биорастворителя. Строение воды, образование межмолекулярных водородных связей.
Концентрация растворов, способы ее выражения. Массовая доля, молярная доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, молярная концентрация эквивалента, титр.
Механизм и термодинамика процесса растворения. Растворение в жидкостях твердых, жидких и газообразных веществ. Характер изменения энтальпии и энтропии в процессе растворения. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.
Растворимость, единицы ее измерения.
Влияние температуры на процесс растворения.
Законы Генри, Дальтона и Сеченова. Применение этих законов при лечении кессонной болезни, лечении в барокамере, и исследовании электролитного состава крови.
Коллигативные свойства разбавленных растворов.
Диффузия. Закон Фика. Роль диффузии в процессах переноса веществ в биологических системах. Давление пара над раствором, причины его уменьшения. Закон Рауля.
Относительное понижение давления пара над раствором. Повышение температуры кипения растворов. Формулы расчета. Эбулиометрическая константа, эбулиометрический способ расчета молярной массы растворенного вещества. Понижение температуры замерзания растворов. Формулы расчета. Криометрическая константа, криометрический способ расчета молярной массы растворенного вещества.
Осмос. Условия, необходимые для проявления осмоса, механизм. Осмотическое давление, формулы расчета. Уравнение Вант-Гоффа. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Изотонические, гипертонические и гипотонические растворы, их применение в медицине. Гемолиз и плазмолиз.
Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Причина отклонения растворов электролитов от законов Рауля и Вант-Гоффа. Уравнение, связывающее степень диссоциации и изотонический коэффициент.

Вопросы для самоконтроля знаний
Дополните фразы:
Химическая кинетика изучает
Средней скоростью гомогенной реакции называют..
Скорость химической реакции зависит от
Единицы измерения скорости химической реакции
Закон действующих масс устанавливает зависимость между скоростью химической реакции и .
Величина константы скорости химической реакции зависит от .
Численное значение константы скорости реакции и скорости совпадают, если.
Порядком реакции по веществу называют
Общим кинетическим порядком реакции называют
Биохимические реакции, протекающие в организме человека, преимущественно относятся к реакциям..порядка.
Молекулярностью реакции называют..
Молекулярность и порядок реакции совпадают для.реакций.
По механизму протекания химические реакции подразделяются наи .
Лимитирующей стадией сложной реакции называют
Сопряженными называют реакции..
Параллельными называют реакции..
Последовательными называют реакции..
Период полураспада – это
При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций..
Ускоряющее действие катализаторов обусловлено.
Отличительные свойства ферментов:
Повышение скорости биохимических реакций при введении в систему фермента объясняется..
Сродство фермента к субстрату можно оценить по величине..
Закон, определяющий соотношение между равновесными концентрациями, называется
К изменению значения константы равновесия приведут факторы:.
Значение энергии Гиббса в состоянии равновесия.
Влияние различных факторов на химическое равновесие определяет принцип..
Стационарное состояние для живого организма характеризуется
В соответствии с принципом Пригожина для стационарного состояния рассеяние энергии Гиббса открытой системой
В биологических системах протекают совмещенные равновесия, в которых преобладает процесс, характеризующийся..
Гомеостаз – это
Ауторегулирование – это .
Растворы -
Растворителем считается компонент раствора,..
Универсальным растворителем является
Кислород в молекуле воды находится в .гибридизации.
Форма молекулы воды -
Физические свойства воды
Высокая температура кипения воды объясняется
Диэлектрическая проницаемость воды равна..
Соединения, имеющие высокое сродство к воде называются
Соединения, имеющие низкое сродство к воде называются
Ситуационные задачи
Фармпрепарат при 500С в воде подвергается термическому разложению по уравнению первого порядка с константой скорости 0,071 мин-1. Сколько времени нужно нагревать раствор при 500С для того чтобы исходная концентрация вещества, равная 0,01 моль/л уменьшилась до 0,001 моль/л.
Константа скорости реакции гидролиза трипептида аланилглицилглицина, которая протекает как реакция первого порядка, равна 0,0116 мин-1. Какое количество исходного вещества (в процентах) прореагирует за 1 час.
Реакция разложения пероксида водорода в водном растворе протекает как реакция первого порядка. Период полураспада при данных условиях 15,86 мин. Определите, какое время требуется для разложения 99% взятого количества пероксида водорода.
Из 1кг сахарозы при превращении ее в глюкозу и фруктозу в присутствии воды и фермента, сахарозы за 5 часов осталось 0,6 кг. Какое количество сахарозы останется через 2 ч.20 мин. Определите время полураспада.
Константа равновесия разложения лекарственного вещества в автоклаве при 413 К равна 0,396
·105 Па, а при 443 К – 1,286
·105 Па. Вычислить тепловой эффект реакции.
Рассчитайте константу равновесия, если
·G0298 для данной реакции равно – 4,478 кДж/моль.
Для реакции H2 + I2 2HI при 4440С константа равновесия равна 50. Определите направление процесса, если исходная смесь имеет следующий состав: C(H2) = 2 моль/л, C(HI) = 10 моль/л.
Температура кипения раствора, содержащего 6,4 г адреналина в 360 г CCl4 на 0,490К выше температуры кипения чистого CCl4. Кэ = 5,02 кг
·К/моль. Какова молярная масса адреналина?
Этиловый спирт внутривенно иногда вводят при гангрене и абсцессе легкого в виде раствора с массовой долей 20%. Определите, будет ли при 370С этот раствор изотоничен плазме крови? Плотность раствора принять за 1 г/мл.
Почему при аллергических реакциях, сопровождающихся отеками тканей, в организм вводят высококонцентрированные растворы хлорида кальция (10%) и глюкозы (20%).
Сколько граммов глюкозы нужно растворить в 270 г воды для повышения температуры на 1 градус?
Осмотическое давление раствора гемоглобина в воде, содержащего 124 г в литре при 170С равно 4400 н/м2. Рассчитайте молярную массу гемоглобина.
Осмотическое давление плазмы крови равно 780000 н/м2. Рассчитайте, сколько граммов хлорида натрия необходимо для приготовления 200 мл раствора изотоничного плазме крови. Степень диссоциации хлорида натрия равна 95%.
Опишите состояние эритроцитов при 3100К в растворах сахарозы с массовой долей 8% (плотность 1,03 г/мл) и глюкозы 2% (1,006 г/мл).
Определите молярную массу камфоры, если раствор 0,552 г камфоры в 17 г эфира кипит на 0,450 выше, чем чистый эфир (Кэ = 2,16 кг
·К/моль).

Лабораторная работа №3. «Изучение зависимости скорости реакции от концентрации и температуры», «Качественные опыты по химическому равновесию», «Изучение явлений плазмолиза и гемолиза эритроцитов».
Опыт №1. Зависимость скорости реакции от концентрации.
Цель. Изучить влияние концентрации на скорость химического процесса
Оборудование. Мерные пробирки – 2шт.; штатив с пробирками, секундомер.
Реактивы. Раствор серной кислоты С(H2SO4) = 0,2 моль/л, раствор тиосульфата натрия С(Na2S2O3) = 0,2 моль/л.
Задание. Изучить зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:
Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + SO2 + S + H2O
Методика. Для проведения эксперимента необходимо приготовить 3 пробирки, в которые налить различные объемы раствора тиосульфата натрия.
К каждому из этих растворов, пользуясь мерной пипеткой, при перемешивании прилейте дистиллированную воду, а затем раствор серной кислоты в объемах, указанных в таблице. Отметьте и запишите в таблицу время в секундах, за которое после добавления серной кислоты в пробирке наблюдалось образование осадка коллоидной серы (появление мути).

Сразу после выпадения осадка быстро вымыть пробирки!!!
V(Na2S2O3),
мл
V(H2O),мл
V(H2SO4), мл
C(Na2S2O3), моль/л
tреакции, с
Скорость реакции, с-1

2
6
2




4
4
2




6
2
2




На основе полученных данных рассчитайте скорость химической реакции и постройте график зависимости скорости реакции от концентрации. Сформулируйте вывод.
Опыт №2. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагентов.
Цель. Экспериментально изучить направление смещения химического равновесия при изменении концентрации.
Оборудование. Химические стаканы вместимостью 100 и 250 мл, пробирки одинакового диаметра в штативе, капельницы.
Реактивы. Насыщенные растворы FeCI3, KNCS, KCIтв.
Задание. Изучить направление смещения химического равновесия при изменении концентрации на примере образования тиоцианата железа (III):
FeCI3 + 3KNCSFe(NCS)3 + 3KCI
Раствор Fe(NCS)3 имеет красную окраску, при изменении концентрации окраска раствора изменяется, что позволяет визуально установить направление смещения равновесия.
Пробирка
Добавлено в пробирку
Изменение интенсивности окраски
Направление смещения равновесия

1
FeCI3 р-р



2
KNCSр-р



3
KCIтв



Методика: В стакан налейте 20 мл воды и добавьте по 1-2 капли насыщенных растворов FeCI3 и KNCS. Полученный раствор разлейте в четыре пробирки. В первую пробирку прибавьте несколько капель концентрированного раствора FeCI3, во вторую пробирку прибавьте несколько капель концентрированного раствора KNCS, в третью пробирку прибавьте немного кристаллического KCI. Сравните окраску растворов с окраской раствора в пробирке сравнения, запишите изменение окраски и укажите направление смещения равновесия по принципу Ле-Шателье.
Опыт № 3. Смещение химического равновесия при изменении температуры.
Цель. Изучить экспериментально направление смещения химического равновесия при изменении температуры.
Оборудование. Пробирки, пипетки, водяная баня.
Реактивы. Раствор C(I2) = 0,05 моль/л, 1%-ный раствор крахмала.
Задание. Изучить направление смещения химического равновесия при изменении температуры на примере образования йодокрахмала: I2 + (С6H10O5)n I2(С6H10O5)n
Методика. В две пробирки внести по 4-5 мл крахмала и прибавить туда же по 0,5 мл раствора йода. Нагреть одну из пробирок, опустив ее на несколько минут в водяную баню. Вторую пробирку оставить для сравнения. Наблюдать изменение окраски. Охладить нагретую пробирку.
Основываясь на результатах наблюдений, сделайте вывод о направлении смещения равновесия в системе при ее нагревании и охлаждении. Экзотермической или эндотермической является реакция образования йодокрахмала и реакции его диссоциации
Опыт №4. Изучение явлений плазмолиза и гемолиза эритроцитов.
Цель. Закрепить понятие осмоса и осмотического давления, экспериментально воспроизвести и наблюдать явление осмотического гемолиза и плазмолиза эритроцитов.
Оборудование. Микроскоп, пробирки, микропипетки вместимостью 2 и 0,5 мл, предметные и покровные стекла.
Реактивы. Донорская кровь, 0,25; 0,9 и 4%-ный раствор хлорида натрия.
Методика: В три пробирки отмерьте по три мл 0,25; 0,9 и 4% растворов натрия хлорида. В каждую из них прибавьте микропипеткой по 0,1 мл донорской крови. Перемешайте содержимое пробирок. Поместите на предметные стекла по одной капле полученных взвесей и наблюдайте под микроскопом изменение формы эритроцитов.
Зарисуйте форму эритроцитов в изо-, гипо-, гипертонических растворах. Рассчитайте осмотическое давление в солевых растворах при температуре опыта и объясните наблюдаемые явления плазмолиза и гемолиза, основываясь на значениях осмотического давления содержимого эритроцитов и растворов.
Вопросы к защите работы.
Влияет ли изменение концентрации реагирующих веществ на скорость реакции и константу скорости реакции?
Как изменится скорость реакции при увеличении температуры от 20ОС до 80ОС, если температурный коэффициент равен 2?
Запишите выражение констант равновесия работе (ЗДМ), изученных вами реакции.
Каков физический смысл константы равновесия?
При увеличении температуры увеличиваются скорости как прямой, так и обратной реакции. Почему же наблюдается смещение равновесия? Изменяется ли при этом константа химического равновесия?
Будет ли 0,9% раствор хлорида кальция изотоничен 0,9% раствору хлорида натрия? Рассчитайте осмотическое давление данных растворов при 37 0С. Плотность растворов примите равной 1 г/мл.

Основная литература: 1- 7.
Дополнительная литература: 1-24.


Занятие №4

Тема: Протолитические процессы. Свойства буферных систем.
Значение темы: Изучение темы будет способствовать формированию способности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы естественнонаучных, медико-биологических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности, способности реализовать этические и деонтологические аспекты врачебной деятельности в общении с коллегами, способности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат, способности к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности, способности использовать нормативную документацию, принятую в здравоохранении, терминологию, международные системы единиц (СИ), действующие международные классификации, способностью и готовностью изучать научно-медицинскую информацию, отечественный и зарубежный опыт по тематике исследования, способностью и готовностью к участию в освоении современных теоретических и экспериментальных методов исследования.
Цель занятия: Студент должен
Знать:
правила техники безопасности и работы в химических лабораториях с реактивами, приборами;
физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном, клеточном, тканевом, органном уровнях;
свойства воды и водных растворов;
способы выражения концентрации веществ в растворах, способы приготовления растворов заданной концентрации;
основные типы химических равновесий (протеолитические, гетерогенные, лигандообменные, окислительно- восстановительные) процессах жизнедеятельности;
электролитный баланс организма человека, коллигативные свойства растворов (диффузия, осмос, осмолярность, осмоляльность);
механизм действия буферных систем организма, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного состояния организма;
Уметь:
пользоваться физическим, химическим и биологическим оборудованием;
прогнозировать направление и результат физико-химических процессов и химических превращений биологически важных веществ;
производить расчеты по результатам эксперимента,
пользоваться учебной, научной, научно-популярной литературой, сетью Интернет для профессиональной деятельности;

Вопросы для изучения темы
Основные положения протолитической теории кислот и оснований. Кислоты и основания по Бренстеду-Лоури, сопряженные кислоты и основания. Константы кислотности и основности. Показатели кислотности (рКа) и основности (рКв).
Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели, рН биологических жидкостей. Расчет рН и рОН сильных и слабых электролитов. Изменение рН органов и тканей при различных заболеваниях. Ацидоз. Алкалоз. Способы их устранения.
Буферные системы. Механизм буферного действия систем I и II типа. Расчет рН буферных систем при добавлении сильной кислоты или сильного основания.
Буферное действие. Буферная емкость. Расчет буферной емкости по кислоте и по основанию. Факторы, влияющие на буферную емкость.
Буферные системы крови. Сравнительная буферная емкость буферных систем крови. Бикарбонатная, фосфатная, белковая, гемоглобиновая буферные системы. Механизм действия. Формулы для расчета.

Вопросы для самоконтроля знаний
Дополните фразы:
Основоположники протолитической теории .
Согласно протолитической теории, основание – это .
Согласно протолитической теории, кислота – это
Основание по Льюису – это
«Жесткие» основания - это донорные частицы, обладающие . электроотрицательностью и . поляризуемостью.
«Мягкие» кислоты – это кислоты Льюиса, в которых акцепторные атомы обладают ..электроотрицательностью, малым положительным зарядом, .. поляризуемостью.
Общая кислотность – это концентрация ионов водорода .
Потенциальная кислотность– это концентрация ионов водорода.
Активная кислотность – это концентрация ионов водорода
рН раствора рассчитывается по формуле –..
рН сыворотки крови - .; мочи – ..; слюны – ..; желудочного сока – ..; сока поджелудочной железы – .
Буферные растворы – системы, ..
При добавлении HCl к HPO42-/H2PO4- активная концентрация HPO42- .., H2PO4- - ...
При добавлении NaOH к буферной системе CH3COOH/CH3COO- активная концентрация CH3COOH .., CH3COO- - ...
Максимальную буферную емкость системы имеют при pH=..
При одинаковых концентрациях компонентов буферная емкость максимальна, так как..
Буферная емкость при разбавлении растворов ..
Буферные системы организма поддерживают..
Основные буферные системы организма: ...
Физиологическое значение рН поддерживается при соотношении компонентов гидрокарбонатной буферной системы, равном HCO3-/CO2 =
Физиологическое значение рН поддерживается при соотношении компонентов фосфатной буферной системы, равном HPO42-/H2PO4- = .
Буферная емкость гидрокарбонатной буферной системы по кислоте , по сравнению с буферной емкостью по основанию.
Буферная емкость фосфатной буферной системы по кислоте .., по сравнению с буферной емкостью по основанию.
Максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов вносит . буферная система.
Белковая буферная система состоит из .
Максимальной относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза в плазме крови вносит буферная система.
Показатели кислотно-основного состояния: рН крови – ; рСО2 – .. кПа; рО2 артериальная кровь - . кПа; стандартный бикарбонат плазмы крови - . ммоль/л; буферные основания - . ммоль/л; ВЕ(избыток оснований) ±.
Ацидоз – ..
Алкалоз – ..
При гиповентиляции легких щелочной резерв крови., рН мочи ...
При гипервентиляции легких щелочной резерв крови .., рН мочи .
Заполните таблицу:
Раствор электролита
Формула для расчета рН

чистая вода


сильная кислота


сильное основание


слабая кислота


слабое основание


растворы амфолитов


буферная система 2 типа


буферная система 1 типа


соль, гидролиз по аниону


соль, гидролиз по катиону


соль, гидролиз по смешанному типу


Ситуационные задачи
Вычислите степень диссоциации и рН уксусной кислоты, если Ка (СН3СООН) = 1,8·10-5, С = 0,18 моль/л.
Определите концентрацию ионов водорода в плазме крови, если рН =7,3.
Определите рН буферного раствора, который получен смешиванием 0,1 моль/л раствора NH4Cl и 0,1 моль/л раствора NH4OH в соотношении: а) 1:1, б) 1:4, в) 4:1. KВ(NH4OH) = 1,79·10-5.
Вычислите соотношение Ссоли/Скислоты для буферной системы муравьиная кислота/формиат натрия, если рН =4,0; Ка (НСООН) = 1,76·10-4.
Буферная емкость по кислоте 0,05 моль/л, рассчитайте, какой объем хлороводородной кислоты концентрацией 0,1 моль/л необходимо добавить к 1 л крови, чтобы уменьшить ее рН с 7,35 до 7,1?
Вычислите массу ацетата натрия, которую следует добавить к раствору уксусной кислоты С(СН3СООН) = 0,316 моль/л и объемом 2 л, чтобы получить буферный раствор с рН = 4,87.
Сколько молей эквивалента аскорбиновой кислоты необходимо ввести больному для нормализации крови при алкалозе, если рН его крови 7,65 (норма 7,45) общее количество крови 5 л, емкость по кислоте 0,05 моль/л.
Определите концентрацию ионов водорода желчи в протоках, если ее рН = 7,8 - 8,5.

Лабораторная работа №4. «Методы определения рН среды, свойства буферных растворов».
Цель: приобрести навыки в приготовлении буферных смесей с определенным значением рН; изучить некоторые свойства буферных растворов.
Оборудование: бюретка, пипетки вместимостью 10, 5, 1 мл, воронки, химические стаканчики, пробирки, конические колбы, рН-метр.
Реактивы: растворы уксусной кислоты (0,1 моль/л), натрия ацетата (0,1 моль/л), соляной кислоты (0,1 моль/л), универсальная индикаторная бумага и цветные таблицы для определения рН по окраске универсального индикатора.
Опыт № 1. Приготовление буферных смесей с различными значениями рН.
Методика: В три одинаковые пробирки наливают из бюреток 0,1 моль/л растворы уксусной кислоты и натрия ацетата в объемах, указанных в таблице.
Таблица №1

ПРОБИРКА


№1
№2
№3

Объем раствора кислоты, мл
9
5
1

Объем раствора соли, мл
1
5
9

Соотношение кислота: соль
9:1
1:1
1:9

Значение рН, найденное в опыте




Значение рН вычисленное




Прибавляют к каждому раствору по 3 капли раствора универсального индикатора. Сравнивают окраску растворов с окраской цветной таблицы. Записывают значение рН для каждого раствора. Рассчитывают теоретическое значение рН и записывают в таблицу. Сравнивают измеренные значения рН растворов с расчетными. Растворы сохраняют для проведения следующих опытов.
Опыт №2. Влияние разбавления на рН буферной смеси.
Методика: Берут две чистые пробирки и отбирают в них из пробирки №2 пипеткой 1,0 и 2,0 мл буферного раствора. Разбавляют отобранные растворы в 10 и 5 раз соответственно. Прибавляют к ним по 3 капли раствора универсального индикатора. Сравнивают окраску в пробирках до и после разбавления. Изменяется ли рН при разведении буферного раствора?
Опыт№3. Определение буферной емкости раствора по кислоте.
Методика: Из пробирок №2 и №3 опыта №1 с анализируемыми растворами буферных смесей отбирают пипеткой в колбы для титрования по 2,00 мл буфера, добавляют 2 капли раствора метилового оранжевого и титруют раствором соляной кислоты С(HCI) = 0,1 моль/л до получения окраски индикатора, одинаковой с окраской раствора «свидетеля». Раствор «свидетеля» готовят следующим образом: в колбу для титрования помещают 2 мл буферного раствора с соотношением компонентов кислота: соль – 9:1 (раствор №1, опыт №1), добавляют 2 капли раствора метилового оранжевого, раствор перемешивают.
Записывают объемы кислоты, значение рН растворов. Повторяют титрование 2 раза. Все данные записывают в таблицу.
Таблица №2
Анализируемый
раствор
Результаты анализа


Vр-ра, мл
рН1 (до титрования)
Vкислоты, мл
рН2 (после титрования)
В, моль/л

Раствор№2






Раствор№3






Для каждого определения рассчитывают значение буферной емкости анализируемых растворов. Сравнивают полученные результаты, формулируют выводы.
Вопросы к защите работы.
Приведите примеры буферных систем с рН больше или меньше 7 при равных концентрациях кислоты и сопряженного основания.
Как изменится буферная емкость при разведении буфера? Изменится ли при этом рН?

Основная литература: 1- 7.
Дополнительная литература: 1-24.

Занятие №5

Тема: Комплексообразование. Свойства комплексных соединений. Гетерогенное равновесие. Окислительно-восстановительное равновесие.
Значение темы: Изучение темы будет способствовать формированию способности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы естественнонаучных, медико-биологических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности, способности реализовать этические и деонтологические аспекты врачебной деятельности в общении с коллегами, способности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат, способности к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности, способности использовать нормативную документацию, принятую в здравоохранении, терминологию, международные системы единиц (СИ), действующие международные классификации, способностью и готовностью изучать научно-медицинскую информацию, отечественный и зарубежный опыт по тематике исследования, способностью и готовностью к участию в освоении современных теоретических и экспериментальных методов исследования.
Цель занятия: Студент должен
Знать:
правила техники безопасности и работы в химических лабораториях с реактивами, приборами;
физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном, клеточном, тканевом, органном уровнях;
основные типы химических равновесий (протеолитические, гетерогенные, лигандообменные, окислительно-восстановительные) в процессах жизнедеятельности;
основы химии гемоглобина, его участие в газообмене и поддержании кислотно-основного состояния;
Уметь:
пользоваться физическим, химическим и биологическим оборудованием;
прогнозировать направление и результат физико-химических процессов и химических превращений биологически важных веществ;
производить расчеты по результатам эксперимента,
пользоваться учебной, научной, научно-популярной литературой, сетью Интернет для профессиональной деятельности;
пользоваться номенклатурой IUPAC для составления названий по формулам типичных представителей биологически важных веществ и лекарственных препаратов;

Вопросы для изучения темы
Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Строение комплексных соединений.
Классификация и номенклатура. Получение комплексных соединений.
Внутрикомплексные соединения и их роль в биологических процессах. Полидентатные лиганды. Строение активного центра биологических комплексов: хлорофилла, гемоглобина, цианкобаламина, каталазы. Токсичность солей тяжелых металлов, взаимодействие их с комплексами биогенных металлов.
Антидоты: унитиол, комплексоны, британский антилюизит (БАЛ), тетацин, пенициламин.
Устойчивость комплексных соединений в растворах. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа устойчивости и константа нестойкости комплексного иона и их взаимосвязь с устойчивостью комплекса.
Комплексонометрическое титрование. Определение жесткости воды комплексонометрическим методом. Динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА) – трилон Б. Металлиндикаторы – кислотный хромовый черный (эриохром черный Т).
Гетерогенные равновесия и процессы. Константа растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции, лежащие в основе образования неорганического вещества костной ткани гидроксидфосфата кальция. Явление изоморфизма: замещение в гидроксидфосфате кальция гидроксид ионов на ионы фтора, ионов кальция на ионы стронция. Остеотропность металлов.
Механизм функционирования кальциевого буфера.
Реакции, лежащие в основе образования конкрементов: уратов, оксалатов, карбонатов. Применение хлорида кальция и сульфата магния в качестве антидотов.
Классификация и сущность методов осадительного титрования. Аргентометрия.
Электронная теория окислительно-восстановительных реакций (ОВР) (Л.В.Писаржевский).
Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в Периодической системе элементов и степени окисления элементов в соединениях.
Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность.
Типы окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования. Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного и ионно-электронного баланса.
Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Стандартные, реальные, формальные электродные и окислительно-восстановительные потенциалы (редокс-потенциалы). Уравнение Нернста-Петерса. Сравнительная сила окислителей и восстановителей.
Стандартное изменение энергии Гиббса и Гельмгольца окислительно-восстановительной реакции. Прогнозирование направления протекания ОВ реакций по разности ОВ потенциалов. Влияние лигандного окружения центрального атома на величину редокс-потенциала. Влияние среды и внешних условий на направление окислительно-восстановительных реакций и характер образующихся продуктов.
Классификация и сущность методов окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия, иодометрия.

Вопросы для самоконтроля знаний
Дополните фразы:
Комплексные соединения – соединения, ..
Комплексные соединения состоят из и .., образующих внутреннюю сферу, и внешней сферы.
С позиций теории валентных связей химическая связь между комплексообразователем и лигандом осуществляется .
Комплексообразователи – атомы или ионы, электронных пар.
Роль комплексообразователя чаще выполняют . и .элементы.
Лиганды – это молекулы и ионы – электронных пар.
Формулы лигандов, имеющих названия: аква – .; аммин – ; гидроксо – .; циано – .-; тиосульфато – .; нитро – .; хлоро – .; тиоцианато – ..
Заряд внутренней сферы определяется как алгебраическая сумма .
Внешняя сфера комплексного соединения – это противоположного знака, нейтрализующие .. комплексного иона и связанные с ним . связью.
Катионными являются комплексные соединения, внутренняя сфера которых имеет . заряд.
Анионными являются комплексные соединения, внутренняя сфера которых имеет заряд.
Математическое выражение Кн([Co(NH3)6]3+) имеет вид:
Чем меньше константа нестойкости, тем комплекс . устойчив.
Дентатность - число связей,
Комплексообразователем в хлорофилле является ион , в молекуле цианокобаламина – ион ., в гемоглобине - ион , в цитохромах – ион , в каталазе – ион ...
Лигандом в гемоглобине является ...
Основные физиологические формы гемоглобина: ..
Биологическая роль гемоглобина – транспорт
Хелатотерапия – . организма при помощи .. на основе образования устойчивых .. соединений с . - токсикантов.
Осадок образуется, если в растворе произведение концентраций ионов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам .. константы растворимости.
В ненасыщенном растворе Ks . Пс.
Необходимое условие растворения осадка: Ks . Пс.
Чем меньше константа растворимости труднорастворимого электролита, тем . его растворимость.
Если Ks(PbSO4)=1,6
·10-8; Ks(SrSO4)=3,2
·10-7; Ks(CaSO4)=1,3
·10-4, то растворимость меньше у .
Если Ks(ВаSO4)=1,1
·10-10; Ks(SrSO4)=3,2
·10-7; Ks(CaSO4)=1,3
·10-4, то растворимость больше у
В насыщенный раствор карбоната серебра внесли кристаллы карбоната кальция. Растворимость Ag2CO3 при этом .
Растворимость электролитов в последовательности: CaHPO4 Ca4H(PO4)3 Ca5(PO4)3OH постепенно понижается, поэтому более устойчивой формой фосфата кальция в организме является
В состав зубной эмали входит Ca5(PO4)3F. Использование фторсодержащих зубных паст приводит к .. Пс, Кs .
К разрушению зубной ткани, в состав которой входит Ca5(PO4)3OH, будут приводить: . рН слюны, концентрации Ca2+ в слюне.
Окислитель (Ox) – частица, ...
Восстановитель (Red) – частица, .
Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель.. и переходит в сопряжённую форму.
Окисление – процесс, в ходе которого восстановитель . и переходит в сопряжённую . форму.
Степень окисления – ...
Заполните таблицу:
Характерные степени окисления для некоторых элементов
Элементы
Степень окисления

Щелочные металлы


Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd


F


H


O


N,Р


S


С


Cl, Br, I


Fe


Mn


Cr


B, Al, Ga, In, Sc, Y, La и большинство лантанидов


Окислительно-восстановительными называют процессы, сопровождающиеся.
Форма записи в общем виде сопряженной окислительно-восстановительной пары:..
Для реакции: 3H2O2 + 2KMnO4 3O2 + 2MnO2 + 2H2O + 2KOH сопряженные окислительно-восстановительные пары имеют вид:..
Стандартным называют потенциал, определенный в стандартных условиях: ...
Потенциал водородного электрода при стандартных условиях принят равным .
Отрицательное значение потенциала говорит о том, что восстановленная форма обладает . выраженными восстановительными свойствами, чем Н2.
Положительное значение потенциала говорит о том, что окисленная форма обладает выраженными окислительными свойствами, чем ионы водорода.
Уравнение Нернста-Петерса для расчета окислительно-восстановительного потенциала системы в реальных условиях: .
Формула для расчета формального окислительно-восстановительного потенциала системы:..
В биологических системах при Т=310К потенциал называют потенциалом.
Энергию Гиббса окислительно-восстановительного процесса рассчитывают по формуле:
Стандартное значение электродвижущей силы (ЭДС) рассчитывается по формуле:.
Чем разность стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, тем редокс-процесс протекает в большей степени.
Наиболее сильный окислитель взаимодействует с .. восстановителем с образованием наиболее окислителя и восстановителя.
Чем К равновесия, тем процесс идет полнее.
Важнейшие коферментные формы ферментов класса оксидоредуктаз:
Активные формы кислорода: .
Антиоксиданты соединения, способные .
Первую линию защиты от свободных радикалов составляют антиоксидантные ферменты, такие как..
Витамины антиоксиданты: ..
Перманганатометрия относится к методам титрования.

Ситуационные задачи
Определите степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных соединениях: [Co(H2O)5Cl]SO4, K2[HgJ4], [Zn(NH3)4]Cl2, [Pt(NH3)2Cl2J2], Na3[Al(OH)6], K2[SiF6], Na2[PtCl4], Mg[Pt(CN)6], [Ag(NH3)2]Cl, [Pt(NH3)6]Cl4. Назовите эти соединения. Какие из них катионные, анионные, не электролиты?
Запишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных соединений: [Ni(NH3)4](OH)2, K2[HgJ4], Na3[Al(OH)6], K2[BiJ4], [Cr(H2O)3Cl3], [Cr(NH3)6Cl3], Na3[Cr(OH)5Cl], K3[Fe(CN)6].
На титрование 50 мл воды с эриохромом черным Т было затрачено 4,58 мл раствора комплексона III с молярной концентрацией 0,05114 моль/л. Рассчитайте жесткость воды. Запишите химизм реакций, находящихся в основе количественного определения жесткости воды.
Отразите химизм взаимодействия унитиола (2,3-димеркаптопропансульфоната натрия) с солями токсичных металлов (ртуть, мышьяк).
Структурными формулами отразите строение активного центра биологических комплексов: хлорофилла, гемоглобина, цианкобаламина, каталазы.
Сформулируйте правило константы растворимости (произведения растворимости). Запишите выражения констант растворимости для сульфата кальция и карбоната кальция. Используя справочные данные, сравните их растворимость.
В растворе присутствуют в равных концентрациях сульфат- и карбонат-ионы. В каком порядке будут образовываться осадки сульфата и карбоната кальция при постепенном добавлении раствора, содержащего ионы кальция?
Сформулируйте условия растворения осадка. При помощи каких приемов и химических реакций можно растворить осадок оксалата кальция (СаC2O4)?
В какой последовательности будут выпадать осадки, если к раствору, содержащему в равных концентрациях ионы Ва2+ Sr2+ Ca2+ Pb2+, постепенно приливать раствор Na2SO4?
Определите степень окисления серы в следующих соединениях: SO2, H2S, Na2SO4, CS2, H2SO3, As2S3.
Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными?
NH4NO3 N2O + 2H2O
NH4Cl NH3 +HCl
2CuJ2 2CuJ + J2
3J2 + 6KOH KJO3 + 5KJ + 3H2O
Какие из приведенных процессов представляют собой окисление и какие – восстановление?
K K+; Cl- ClO3-; S SO42-; 2H+ H2; MnO4- Mn2+.
Допишите уравнения, расставьте коэффициенты используя метод электронного или ионно-электронного баланса:
Н2О2 + KMnO4 + H2SO4 MnSO4 + O2 +
Na2HAsO3 + KBrO3 + HCl Na2HАsO4 + Br2 +
Si + HNO3 + HF H2SiF6 + NO +
AsH3 + HСlO3 H3АsO4 + НСl
K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 Cr2(SO4)3 +
Н2О2 + НIO4 I2 + O2 +
Fe2O3 + NaNO3 + NaOH Na2FeO4 + NaNO2 +
Используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и учитывая условия направленности процесса, определите, может ли хлор в стандартных условиях окислить:
воду до пероксида водорода;
бромид ион до брома;
ион железа (II) до иона железа (III);
ион марганца (II) до перманганат - иона?
Смешали 20 мл раствора хлорида железа (III) с концентрацией 0,05 моль/л и 25 мл раствора хлорида железа (II) с концентрацией 0,02 моль/л. Вычислите величину редокс-потенциала этой системы при Т = 2980К.
Точную массу магния перекиси (MgO2.MgO), равную 0,2132, растворили в 10 мл разведенной серной кислоты. На титрование лекарственного средства израсходовано 18,5 мл раствора перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л. Напишите уравнение химической реакции, находящейся в основе количественного определения. Рассчитайте массовую долю MgO2 в процентах.
Рассчитайте массовую долю аскорбиновой кислоты (М(C6H8O6) = 176,13 г/моль) в процентах, если точную массу ее 0,1235 г растворили в воде и оттитровали раствором йода с молярной концентрацией эквивалента 0,098 моль/л. На титрование затрачено 14,0 мл раствора йода.

Лабораторная работа №5 «Определение общей жесткости воды», «Количественное определение пероксида водорода».
Опыт № 1. Определение общей жесткости воды.
Цель: Приобрести навыки комплексонометрического титрования на примере определения жесткости воды.
Оборудование: Бюретка, конические колбы, пипетки, вместимостью 25 мл, мерный цилиндр.
Реактивы: 0,01 моль/л раствор трилона Б, индикаторная смесь эриохрома черного Т, аммиачный буферный раствор.
Сущность работы: Одним из способов определения жесткости воды является комплексонометрическое титрование. Этот метод основан на использовании реакций ионов металлов с органическими лигандами, в результате которых образуются устойчивые внутрикомплексные соединения. В качестве титрантов в данном методе используют растворы комплексонов: комплексон I – нитриллотриуксусная кислота, комплексон II – этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТУ, трилон А), комплексон III – динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА, трилон Б), комплексон IV – диамин – циклогексан тетрауксусная кислота. Наибольшее применение в лабораторной практике в качестве титранта нашел раствор трилона Б.
Для фиксирования точки эквивалентности используют металл-индикаторы, такие как кислотный хромовый черный (эриохром Т), кислотный хромовый темно-синий, пирокатехиновый фиолетовый, мурексид и другие. Индикаторы образуют с определяемыми ионами внутрикомплексные соединения, обладающие меньшей устойчивостью, чем с комплексонами. Окраска комплекса металл/индикатор отличается от окраски свободного индикатора, что позволяет фиксировать точку конца титрования. Титрование проводят в щелочной среде (pH= 7 – 11), которую создают добавляя аммиачный буферный раствор.
Химизм: При добавлении эриохрома черного Т к анализируемому раствору индикатор приобретает красную окраску за счет взаимодействия с катионом металла:
13 EMBED ChemDraw.Document.6.0 1415

13 EMBED ChemDraw.Document.6.0 1415



+ Me2+

+ 2 H+







Аналогично индикаторам, титрант образует с ионами металла устойчивый растворимый бесцветный комплекс:
13 EMBED ChemDraw.Document.6.0 1415

13 EMBED ChemDraw.Document.6.0 1415



+ Me2+

+ 2H+













В точке эквивалентности менее устойчивое комплексное соединение катиона металла с индикатором разрушается и образуется комплекс трилона Б с катионами Ca2+, Mg2+:
13 EMBED ChemDraw.Document.6.0 1415

13 EMBED ChemDraw.Document.6.0 1415

13 EMBED ChemDraw.Document.6.0 1415

13 EMBED ChemDraw.Document.6.0 1415


+



+










Методика: В колбу для титрования помещают 25 мл анализируемой воды, прибавляют 5 мл аммиачного буферного раствора и 0,05 г индикаторной смеси эриохрома черного Т. Содержимое колбы перемешивают и титруют стандартизированным раствором трилона Б до изменения малиновой окраски раствора на синюю. Титрование повторяют до тех пор, пока не получится сходимость результатов отдельных титрований в пределах 0,2 мл.
Результаты и расчеты: Жесткость воды определяют по формуле:
Ж = (С(1/2 ТрБ) · Vср(ТрБ) · 1000) / V(H2O)
Где Ж – жесткость воды, ммоль/л;
С(1/2 ТрБ) – молярная концентрация эквивалента раствора трилона Б, моль/л;
V(H2O) – объем воды, взятый для титрования, мл.

Опыт №2. Определение содержания перекиси водорода перманганатометрическим титрованием.
Оборудование: Бюретка со стеклянным краном вместимостью 25 мл, мерная колба вместимостью 100 мл, пипетки вместимостью 2 и 10 мл, воронка, коническая колба для титрования, мерный цилиндр.
Реактивы: Титрованный раствор перманганата калия, раствор серной кислоты С(1/2H2SO4) = 2 моль/л, дистиллированная вода.
Методика: Бюретку промывают небольшим количеством титрованного раствора перманганата калия, заполняют титрантом. 2 мл контрольного раствора перекиси водорода с помощью пипетки переносят в мерную колбу вместимостью 100 мл, объем колбы доводят дистиллированной водой до метки, раствор перемешивают. В колбу для титрования с помощью пипетки переносят 10 мл полученного раствора перекиси водорода, добавляют 3 мл раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 2 моль/л и титруют раствором перманганата калия до появления неисчезающей розовой окраски титруемого раствора. Записывают в рабочий журнал результаты титрования. Титрование проводят несколько раз до получения не менее трех сходящихся в пределах 0,1 мл результатов.
Анализ результатов: Используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов пар (
·0(MnO4-+8H+/Mn2+ + 4H2O) = + 1,51 В,
·0(O2+2H+/H2O2) = + 0,68 В), составьте уравнение реакции, находящейся в основе количественного определения перекиси водорода, рассчитайте факторы эквивалентности определяемого вещества и титранта. По результатам титрования находят средний объем раствора перманганата калия, пошедший на реакцию из формулы:

·%(H2O2) = C(1/5KMnO4)M(1/2H2O2)V(KMnO4)Vк100% / (1000m(H2O2)V), где:
C(1/5KMnO4) – молярная концентрация эквивалента раствора перманганата калия, моль/л;
M(1/2H2O2) – молярная масса эквивалента раствора перекиси водорода, г/моль;
V(KMnO4) – средний объем раствора перманганата калия, израсходованный на титрование, мл;
Vк – вместимость мерной колбы, использованной для разведения контрольного раствора, мл;
m(H2O2) – масса контрольного раствора перекиси водорода, мл; (
· = 1 г/мл)
Vп – объем аликвотной пробы раствора перекиси водорода после разбавления раствора, мл.
Сравнивают полученные результаты с истинным содержанием перекиси водорода в контрольном задании.
Вопросы к защите работы:
Комплексонат кальция или магния обладает большей устойчивостью?
В чем состоит механизм действия металл-индикаторов?
Какие ионы обусловливают жесткость воды?

Основная литература: 1-7.
Дополнительная литература: 1-24.

Занятие №6

Тема: Химия биогенных элементов. Свойства s-элементов. Свойства d-элементов. Свойства р-элементов.
Значение темы: Изучение темы будет способствовать формированию способности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы естественнонаучных, медико-биологических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности, способности реализовать этические и деонтологические аспекты врачебной деятельности в общении с коллегами, способности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат, способности к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности, способности использовать нормативную документацию, принятую в здравоохранении, терминологию, международные системы единиц (СИ), действующие международные классификации, способностью и готовностью изучать научно-медицинскую информацию, отечественный и зарубежный опыт по тематике исследования, способностью и готовностью к участию в освоении современных теоретических и экспериментальных методов исследования.
Цель занятия: Студент должен
Знать:
физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном, клеточном, тканевом, органном уровнях;
основные типы химических равновесий (протеолитические, гетерогенные, лигандообменные, окислительно-восстановительные) в процессах жизнедеятельности;
электролитный баланс организма человека, коллигативные свойства растворов (диффузия, осмос, осмолярность, осмоляльность);
роль биогенных элементов и их соединений в живых организмах, применение их соединений в медицинской практике;
Уметь:
прогнозировать направление и результат физико-химических процессов и химических превращений биологически важных веществ;
пользоваться учебной, научной, научно-популярной литературой, сетью Интернет для профессиональной деятельности;
пользоваться номенклатурой IUPAC для составления названий по формулам типичных представителей биологически важных веществ и лекарственных препаратов;

Вопросы для изучения темы
Биогенные элементы. Органогенные элементы и их роль в живой клетке. Металлы жизни.
Классификация химических элементов в организме по В.И. Вернадскому.
Роль макро- и микроэлементов в живом организме.
Концентрирование химических элементов в органах, тканях и биологических жидкостях человека. Эндемические заболевания.




Вопросы для самоконтроля знаний
1. Перечислите органогенные элементы, отметьте их преимущественную роль в клетке.
2. Перечислите «металлы жизни», отметьте их преимущественную роль в клетке в целом.
3. Заполните таблицу:
Группа элементов
Содержание элементов в организме человека
Химические элементы

Макроэлементы



Микроэлементы



Ультрамикроэлементы



4. Заполните таблицу:
№ п/п
Элемент
Принадлежность к s-, p-, d-, f- блокам
Топография
Содержание в организме
Биологическая роль


литий






калий






натрий






магний






кальций






барий






бор






алюминий






углерод






кремний






азот






фосфор






мышьяк






кислород






сера






фтор






хлор






бром






йод






медь






серебро






золото






цинк






молибден






марганец






железо






кобальт






хром






5.Проведите анализ взаимосвязи положения элемента в Периодической системе элементов Д.И.Менделеева и биологической роли.
6.Перечислите элементы синергисты и антагонисты. Укажите причину указанных взаимоотношений исходя из строения атомов.
7.Перечислите элементы-токсиканты. В чем преимущественный механизм их токсичного действия?
8. Поясните понятие «биогеохимическая провинция».
9. Эндемические заболевания. Приведите примеры их проявлений.
10.Предположите причины нарушений минерального (элементного) обмена.
Ситуационные задачи
Укажите с какой целью используются в медицине следующие вещества и их растворы: Na2SO4·10Н2О, NaCl, NaHCO3, Na2B4O7, KBr, KCl, MgO, MgSO4·7Н2О, CaCl2, CaSO4, BaSO4.
Напишите уравнения гидролиза карбоната и гидрокарбоната натрия, укажите рН раствора. Почему нельзя применять раствор карбоната натрия для полоскания горла при воспалении?
В хирургической практике применяется раствор пероксида водорода с массовой долей 3%. Сколько миллилитров раствора пероксида водорода с массовой долей 26% (
· = 1,1 г/мл) необходимо взять для приготовления 500 мл 3% раствора (
· = 1,05 г/мл)?
При некоторых заболеваниях в организм вводят раствор хлорида натрия с массовой долей 0,9%, называемый физиологическим. Вычислите сколько воды и соли нужно взять для приготовления 1 л физиологического раствора, плотность которого 1,005 г/мл.
Каким свойством должно обладать вещество, которое используется как противоядие перманганату калия?
Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка в 125 г воды, кристаллизуется при -0,230С. Определите кажущуюся степень диссоциации хлорида цинка.
При 200С осмотическое давление раствора, в 100 мл которого содержится 6,33 г компонента крови гематина (внутрикомплексное соединение железа), равно 243,4 кПа. Определите молярную массу гематина и молекулярную формулу, если известен элементарный состав гематина: С – 64,6%; Н – 5,2%; N – 8,8%; О – 12,6%; Fe – 8,8%.
Медный купорос (CuSO4·5Н2О) применяется в медицине как антисептическое и вяжущее средство. Определите массовую долю сульфата меди(II) в растворе, полученном при растворении 50 г медного купороса в 450 г воды.
Сульфат цинка применяется в виде 0,25% раствора, как глазные капли. Сколько нужно добавить воды к 25 г раствора сульфата цинка с массовой долей 2%, чтобы приготовить глазные капли?
Для компенсации недостатка «соляной кислоты» в желудочном соке применяют ее растворы как лекарственные формы. Сколько миллилитров хлороводородной кислоты с массовой долей 24% (
· = 1,12 г/мл) необходимо для приготовления 200 мл 0,1 моль/л раствора HCl?
Напитки, содержащие в растворенном виде углекислоту, вызывают гиперемию слизистых оболочек, и усиливают секреторную активность желудочно-кишечного тракта. Найти концентрацию ионов водорода в 0,01 моль/л растворе угольной кислоты. К(Н2СО3) = 4,5·10-7.
Сколько таблеток йодида калия необходимо назначать в сутки детям и взрослым, если потребность в йоде для детей составляет 50 мг, а для взрослых 200 мг. Одна таблетка йодида калия имеет массу 130 мг.

Основная литература: 1-7.
Дополнительная литература: 1-24.

Занятие №7

Тема: Контрольная работа №1.
Значение темы: Систематизация и повторение изученного материала.
Цель занятия: Контроль и проверка усвоенного материала по темам: «Основные законы химии. Классификация и номенклатура неорганических соединений. Способы выражения концентрации растворов. Основы количественного анализа», «Строение вещества. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики», «Элементы химической термодинамики и биоэнергетики», «Химическая кинетика и катализ. Химическое равновесие», «Учение о растворах. Коллигативные свойства растворов», Протолитические процессы. Свойства буферных систем. Комплексообразование. Свойства комплексных соединений. Гетерогенное равновесие», «Окислительно-восстановительное равновесие», «Химия биогенных элементов. Свойства s-элементов. Свойства d-элементов. Свойства р-элементов»
Вопросы для контрольной работы:
Техника безопасности и правила работы в химической лаборатории. Меры оказания первой помощи и правила поведения при несчастных случаях. Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных наук Связь химии с медициной. Основные этапы развития химии. Вклад отечественных и зарубежных ученых в развитие химии.
Способы выражения концентрации растворов: а) Массовая доля; б) Молярная концентрация; в) Молярная концентрация эквивалента;г) Молярная доля растворенного вещества; д) Моляльная концентрация; е) Титр вещества. Формулы перехода от одних способов выражения концентрации к другим. Закон эквивалентов Виды мерной химической посуды и приемы работы с ними.
Задачи количественного анализа. Классификация методов количественного анализа. Разновидность количественного анализа – титриметрический анализ. Классификация титриметрического анализа по типу химической реакции (кислотно-основное, осадительное, окслительно-востановительное, комплексонометрическое); по типу титранта. Теоретические основы, сущность алкалиметрического, ацидиметрического, перманганатометрического, иодометрического титрования. Используемые титранты, концентрация, способы их приготовления, стандартные вещества, способы фиксирования точки эквивалентности, индикаторы. Индикаторы метода кислотно-основного титрования. Интервал перехода окраски индикаторов. Оборудование в титриметрическом анализе. Правила работы с оборудованием. Расчетные формулы, используемые в титриметрическом анализе согласно системы СИ.
Применение в химии законов сохранения массы и энергии. Вещество. Количественная и качественная информация, содержащаяся в химических формулах и уравнениях. Закон постоянства состава и его современная трактовка. Закон кратных отношений. Закон Авогадро.
Классификация и номенклатура основных классов неорганических соединений. Валентность. Графические формулы веществ.
Определение понятий: эквивалент, фактор эквивалентности, количество вещества эквивалента, молярная масса эквивалента. Количественный анализ.
Требования к реакциям, применяемым в титриметрическом анализе. Основные понятия: титрант, титрование, точка эквивалентности, точка конца титрования. Способы проведения анализа (прямое, заместительное, обратное), приемы проведения анализа (отдельных навесок, аликвотных проб(пипетирования) Способы выражения концентрации титрованных растворов, способы их приготовления. Стандартные (установочные, исходные) вещества. Требования, предъявляемые к стандартным веществам. Решение расчетных задач.
Осадительное титрование. Окислительно-восстановительное титрование. Комплексонометрическое титрование. Вольтамперометрия
Термодинамика, основные понятия и задачи. Параметры состояния (экстенсивные и интенсивные) и функции состояния системы.
Понятие внутренней энергии. Работа и теплота – две формы передачи энергии. Первое начало термодинамики. Изохорные и изобарные процессы. Тепловой эффект химической реакции. Энтальпия как функция состояния системы. Эндотермические и экзотермические процессы.
Первое начало термодинамики для изобарных процессов. Закон Гесса. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики химических и биохимических процессов. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Следствия из закона Гесса.
Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания, основные задачи биоэнергетики.
Второе начало термодинамики, вклад С. Карно и Р. Клаузиуса. Энтропия как функция состояния системы. Критерии самопроизвольно протекающих процессов в изолированных системах. Связь энтропии с вероятностью состояния системы.
Применение первого и второго начала термодинамики к живым организмам. Математическое выражение второго начала термодинамики для открытых систем. Энергия Гиббса как функция состояния системы и критерий направленности процессов. Условия возможности протекания реакций в прямом направлении. Математическое выражение, связывающее изменение энергии Гиббса с изменениями энтальпии и энтропии. Расчет изменения энергии Гиббса по следствиям закона Гесса.
Экзергонические и эндергонические реакции. Понятие о сопряженных процессах. Коэффициент полезного действия биохимических процессов.
Современные представления о природе электрона. Характеристика энергетического состояния электрона с использованием квантовых чисел. Квантово-механическая модель атома.
Основные принципы заполнения электронной структуры атома (принцип минимума энергии). Деление атомов по подобию энергетических уровней на s-, p-, d-, f- семейства. Электронные и графические формулы для атомов и ионов.
Типы химических связей. Принцип образования ковалентной химической связи.
Метод валентных связей. Природа
·- и
·-связей. Понятие о гибридизации атомных орбиталей. Взаимосвязь типа гибридизации и структуры молекул.
Водородная связь.
Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное.
Зависимость энтальпии процесса от температуры. Энергия Гельмгольца. Уравнения Гиббса-Гельмгольца.
Термодинамика открытых систем.
Понятие о скорости химической реакции. Закон действующих масс.
Молекулярность и порядок реакции.
Влияние различных факторов на скорость химической реакции. Фармакокинетика.
Кинетические уравнения реакций нулевого, первого, второго порядков. Размерность константы скорости. Период полураспада. Кинетика сложных реакций.
Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
Энергия активации. Катализ. Катализаторы. Механизм их действия. Основы гомогенного катализа. Кислотно-основной катализ. Кинетика ферментативного катализа. Зависимость скорости реакции от концентрации фермента и субстрата. Кинетическое уравнение Михаэлиса-Ментен.
Обратимые и необратимые химические реакции. Условия возникновения химического равновесия. Признаки истинного химического равновесия.
Химический потенциал, физический смысл и математическое выражение.
Вывод закона действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения.
Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Влияние температуры на величину константы химического равновесия. Прогнозирование смещения химического равновесия. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Понятие о стационарном состоянии живого организма, его характеристика. Сходство и отличие стационарного состояния от химического равновесия. Гомеостаз и адаптация организма.
Виды катализа в биохимических реакциях.
Фотохимические реакции.
Гомеостаз и его характеристики.
Принцип Ле-Шателье, практическое применение.
Растворы, определение. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды, обуславливающие ее роль в качестве единственного биорастворителя. Строение воды, образование межмолекулярных водородных связей.

Приложенные файлы

  • doc 420043
    Размер файла: 764 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий