WWW.DISS.SELUK.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА
(Авторефераты, диссертации, методички, учебные программы, монографии)

 

Pages:   || 2 |

«Методические рекомендации для самостоятельного изучения внеаудиторных тем по дисциплине Медицинская химия для студентов І курса медицинских факультетов Донецк – 2012  1 Методические ...»

-- [ Страница 1 ] --

ДОНЕЦКИЙ НАЦИОНАЛЬНИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

им. М. ГОРЬКОГО

Кафедра химии

Методические рекомендации для самостоятельного изучения

внеаудиторных тем по дисциплине «Медицинская химия»

для студентов І курса медицинских факультетов

Донецк – 2012

 1

Методические рекомендации подготовили:

– зав. кафедры, д.х.н. Матвиенко А.Г.

– доценты Рождественский Е.Ю., Сидун М.С.

– ст. преподаватель Павленко В.И.

– ассистенты Бойцова В.Е., Игнатьева В.В., Стрелецкая Л.П.

Методические рекомендации утверждены на заседании Ученого Совета ДонНМУ им. М. Горького от 24.02.2012, протокол №2 Рецензенты:

– Зав. кафедры патологического физиологии, д.м.н., профессор, Ельский В.М.

– Методист учебно-методического отдела, к.м.н., доцент Прокопенко Е.Б.

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. СТЕПЕНЬ И КОНСТАНТА ГИДРОЛИЗА. РОЛЬ

ГИДРОЛИЗА В БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССАХ

АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, приводящее обычно к изменению рН раствора. Гидролиз – частный случай сольволиза – взаимодействия растворенного вещества и растворителя.

Большую роль процессы гидролиза играют в качественном анализе. Реакции гидролиза используются для отделения разных ионов, например, алюминия от цинка, хрома от алюминия. Подвергаются гидролизу не только соли, но и биологические соединения: белки, полисахариды, жиры, нуклеиновые кислоты, сложные эфиры. Гидролиз этих соединений помогает усвоению их в живом организме. Реакции гидролиза используются для получения глюкозы, этанола, многоатомных спиртов, органических кислот. Гидролиз солей нужное брать к сведению при приготовлении растворов солей, потому что при этом могут выпадать нежелательные осадки. Поэтому нужно знать, как сдвинуть равновесие гидролиза в необходимую сторону. Для этого необходимо учитывать условия, которые оказывают влияние на гидролиз.

Гидролитические процессы вместе с процессами растворения играют важную роль в обмене веществ. С ними связано поддержание на определенном уровне кислотности крови и других физиологических жидкостей. Действие многих химиотерапевтических средств связано с их кислотно-основными свойствами и склонностью к гидролизу. С этими свойствами необходимо считаться и при решении вопросов о допустимости одновременного назначения пациенту различных препаратов.





Тема гидролиза имеет большое значение при изучении медицинской химии, биоорганической химии, фармакологии и клинических дисциплин.

ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.

ОБЩАЯ ЦЕЛЬ:

Уметь трактовать понятие, причины и механизм гидролиза солей, смещение равновесия, а также влияние разбавления на гидролиз солей.

КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ.

УМЕТЬ:

1. Интерпретировать понятие гидролиза солей.

2. Составлять уравнения реакций гидролиза солей разного типа и определять реакцию сред растворов этих солей.

3. Интерпретировать выражение констант гидролиза разных солей.

4. Интерпретировать выводы про смещение равновесия протолитических реакций гидролиза под влиянием разных факторов.

5. Интерпретировать роль гидролиза биоорганических соединений в процессах жизнедеятельности.

СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.

1. Гидролиз солей. Три случая гидролиза солей.

2. Степень и константа гидролиза. Факторы, которые определяют величину степени и константы гидролиза.

3. Концентрация водородных ионов в растворах солей, которые гидролизуются.

4. Совместный гидролиз. Гидролиз соединений с ковалентным типом связи.

5. Значение гидролиза для биологических систем в процессах жизнедеятельности организма.

2. ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ИХ ОПРЕДЕЛЕНИЯ.

В общем случае под гидролизом понимают реакции разложения вещества водой. Гидролизу могут подвергаться химические соединения различных классов: белки, жиры, углеводы, эфиры, соли и т. д., но чаще всего встречаются с гидролизом солей.

Гидролиз – это взаимодействие ионов солей, образованных слабыми электролитами, с ионами воды, в результате которого образуются малодиссоциированные вещества и изменяется реакция среды.

Способность ионов солей подвергаться гидролизу и его глубина зависит прежде всего от свойств ионов, образующих соль. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, например NaCl, KNO3, KClO4, Na2SO4 гидролизу не подвергаются, так как ни катион, ни анион этих солей не могут при взаимодействии с водой образовывать молекулы слабых электролитов. Поэтому в водных растворах этих солей величина pH практически не меняется и совпадает с pH воды при той же температуре, т.е.

среда остается практически нейтральной.

Малорастворимые соли, например, PbCl2, BaCO3, из-за низкой концентрации в водных растворах практически не гидролизуются.

Гидролизу подвергаются только те соли, которые содержат ионы, соответствующие слабым кислотам или слабым основаниям.





Возможны три варианта гидролиза ионов солей:

1) гидролиз по аниону – соли, содержащие катион сильного основания и анион слабой кислоты;

2) гидролиз по катиону – соли, содержащие катион слабого основания и анион сильной кислоты;

3) гидролиз и по катиону, и по аниону – соли, содержащие катион слабого основания и анион слабой кислоты.

Рассмотрим эти случаи гидролиза.

Гидролиз по аниону.

Соли, содержащие анионы слабых кислот, например ацетаты, цианиды, карбонаты, сульфиды, взаимодействуют с водой, так как эти анионы являются сопряженными основаниями, способными конкурировать с водой за протон, связывая его в слабую кислоту.

При этом взаимодействии возрастает концентрация OH, и поэтому pH водных растворов солей, гидролизующихся по аниону, всегда находится в щелочной области.

Для характеристики состояния равновесия при гидролизе солей используют константу гидролиза Kг, которая при гидролизе по аниону равна:

где Kw ионное произведение воды, Ka константа диссоциации слабой кислоты HA.

Расчет pH раствора соли, гидролизующейся по аниону, проводят по формуле:

где Ca концентрация аниона соли.

Для подавления гидролиза, протекающего по аниону, к раствору соли следует добавить щелочь.

Гидролиз по катиону.

Соли, содержащие катионы слабых оснований, например катионы аммония, алюминия, железа, цинка взаимодействуют с водой, так как являются сопряженными кислотами, способными отдавать протон молекулам воды или связывать ионы OH молекул воды с образованием слабого основания, связывая его в слабую кислоту.

При гидролизе по катиону в растворе возрастает концентрация H+, и поэтому pH водного раствора таких солей всегда находится в кислой области.

Для характеристики состояния равновесия при гидролизе солей используют константу гидролиза Kг, которая при гидролизе по катиону равна:

где Kw ионное произведение воды, Kb константа диссоциации слабого основания.

Расчет pH раствора соли, гидролизующейся по катиону, проводят по формуле:

где Cb концентрация катиона соли.

Для подавления гидролиза, протекающего по катиону, к раствору соли следует добавить сильную кислоту.

Гидролиз по катиону и аниону.

В этом случае в реакции с водой участвуют одновременно и катионы, и анионы, а реакция среды определяется природой более сильного протолита Если гидролиз по катиону и по аниону протекает в равной степени (кислота и основание одинаково слабые электролиты), то раствор соли имеет нейтральную реакцию, например, ацетат аммония.

Если в растворе преобладает гидролиз по катиону (основание слабее кислоты), раствор такой соли имеет слабокислую реакцию, например, нитрит аммония.

Если в растворе преобладает гидролиз по аниону (кислота слабее основания), раствор такой соли имеет слабощелочную реакцию, например, цианид аммония.

Константу гидролиза Kг солей, гиролизующихся и по катиону и по аниону равна:

где Kw ионное произведение воды, Ka константа диссоциации слабой кислоты HA, Kb константа диссоциации слабого основания.

Расчет pH раствора таких солей ведут по формуле:

Следует отметить, что согласно последнему уравнению рН водных растворов солей, гидролизующиеся и по катиону, и по аниону, не зависит от концентрации соли.

Некоторые соли, гидролизующиеся и по катиону, и по аниону, например сульфиды или карбонаты алюминия, хрома, железа (ІІІ), гидролизуются полностью и необратимо, так как при взаимодействии их ионов с водой образуются малорастворимые основания и летучие кислоты, что способствует протеканию реакции до конца.

Эту особенность гидролиза подобных солей следует обязательно учитывать при сливании сточных вод, чтобы избежать их вспенивания за счет образования СО2 или отравления окружающей среды сероводородом.

Глубина протекания гидролиза подобных солей в значительной степени зависит и от внешних факторов, в частности от температуры и концентрации раствора. При кипячении растворов гидролиз солей протекает значительно глубже, а охлаждение растворов, наоборот, уменьшает способность соли подвергаться гидролизу. Увеличение концентрации большинства солей в растворах также уменьшает гидролиз, а разбавление растворов заметно усиливает гидролиз солей.

3. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

гидролиза Характеристики Медико-биологическое гидролиз биологически активных соединений:

значение АТФ (аденозин-5-трифосфата), полисахаридов, 4. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.

Основная литература:

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. Вінниця. Нова книга. 2006. – С. 151- 161.

2. Калибабчук В.А. и др. Медицинская химия. К. Медицина. 2008. – С. 158Дополнительная литература.

3. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. М. Высш. школа, 2006. – С. 227-234.

4. Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Вінниця: Нова книга, 2003. – С. 197-209.

5. Садовничая Л. П. и др. Биофизическая химия. К. Высш. школа, 1986. – С. 71-75.

6. Ершов Ю.А. и др. Общая химия. Химия элементов. М. Высш.школа.

2000. – С. 120-128.

ОРИЕНТИРОВОЧНАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ.

НАБОР ОБУЧАЮЩИХ ЗАДАНИЙ.

Задача 1.

Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения гидролиза соли нитрата аммония NH4NO3.

Эталон решения.

При растворении в воде кристаллическая соль NH4NO3 диссоциирует:

NH4NO3 NH4+ + NO3– При составлении уравнения гидролиза в первую очередь необходимо малодиссоциирующее соединение, т.е. ионы, обусловливающие гидролиз. В данном случае ионы NH4+ связывают гидроксид ион, образуя молекулы слабого основания NH4OH, и обусловливают гидролиз соли NH4NO3. Молекулярноионное уравнение гидролиза:

NH4+ + HOH NH4OH + Н+ Уравнение гидролиза в молекулярной форме:

NH4NO3 + HOH NH4OH + HNO Избыток ионов Н+ в растворе дает кислую реакцию раствора, т.е. рН 7.

Задача 2.

Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения гидролиза соли хлорида хрома CrCl3.

Задача 3.

Составьте молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза соли цианида калия KCN.

Эталон решения.

Гидролиз соли KCN обуславливают ионы CN–, связывая катионы Н+ воды в слабодиссоциирующее соединение – синильную кислоту:

В молекулярной форме Реакция раствора щелочная: рН Задача 4.

Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения гидролиза соли сульфита натрия Na2SO3.

Задача 5.

Напишите молекулярное уравнение гидролиза соли Al(CH3COO)3.

Эталон решения.

Ионы соли Al3+ и CH3COO– взаимодействуют с ионами воды, образуя малорастворимое соединение Al(OH)3 и малодиссоциирующее соединение CH3COOH.

Соль Al(CH3COO)3 гидролизуется необратимо и полностью:

Al(CH3COO)3 + 3 Н2О = Al(OH)3 + 3СН3СООН Задача 6.

Напишите молекулярное уравнение гидролиза соли CH3COONH4.

Задача 7.

Составьте уравнение реакции, происходящей при смешивании растворов солей Fe(NO3)3 и Na2CO3.

Эталон решения.

В растворе нитрата железа (ІІІ) гидролиз обуславливает катион Fe 3+ Fe 3+ + HOH Fe(OH)2+ + Н+ а в растворе карбоната натрия – анион CO3 2– CO3 2– + HOH HCO3– + ОН– Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н+ и ОН– взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита Н2О, который уходит из сферы реакции. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования Fe(OH)3 и CO2.

2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2 Fe(OH)3 + 3CO2 + 6NaNO Задача 8.

При смешивании растворов Al2(SO4)3 и K2S в осадок выпадает Al(OH)3.

Укажите причину этого и составьте соответствующие молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

Задача 9.

Рассчитайте константу гидролиза хлорида аммония NH4Cl, если Kд (NH4OH) = 1,77 10– Эталон решения.

Константу гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты вычисляют по формуле:

Константа гидролиза NH4Cl равна:

Кг = 10–14/(1,7710–5) = 0,56510–9 = 5,6510– Задача 10.

Рассчитайте константу гидролиза ацетата натрия CH3COONa, если Kд (CH3COOH) = 1,75 10– Задача 11.

Найдите степень гидролиза 0,001 н CH3COOK, если Kд(CH3COOH) = 1,7510– Эталон решения.

Степень и константа гидролиза связаны соотношением Где C– концентрация соли, моль/л; – степень гидролиза соли.

Обычно степень гидролиза соли значительно меньше единицы, поэтому уравнение можно упростить:

Степень гидролиза 0,001 н СН3СООК равна:

Задача 12.

Найдите степень гидролиза 0,01 н NH4Cl, если Kд (NH4OH) = 1,7710– Задача 13.

Напишите уравнения гидролиза АТФ. Какова биологическая роль этого процесса в организме человека.

НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ

ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ

Задание 1.

В водных растворах солей протекают их обменные реакции с водой, при этом возможно образование слабого электролита. Укажите тип данных химических реакций:

A. Нейтрализации;

B. Гидролиза;

D. Термического разложения;

E. Осаждения.

Задание 2.

Возможны три случая гидролиза в зависимости от типа соли. Укажите реакцию среды водного раствора соли КСN:

Задание 3.

В зависимости от типа соли реакция среды может различной. Укажите это для соли NH4Cl:

Задание 4.

При гидролизе некоторой соли реакция среды оказалась кислой. Укажите эту соль:

B. CH3COONa;

C. CH3COOK;

D. NaNO3;

E. FeCl3.

Задание 5.

Лаборант проводил опыт по гидролизу некоторой соли, и реакция среды оказалась щелочной. Укажите эту соль:

A. CH3COONa;

B. FeCl3;

C. NH4Cl;

D. NaNO3;

E. Al(CH3COO)3.

Задание 6.

Некоторые соли гидролизу не подвергаются. Укажите эту соль:

A. NH4Cl;

B. Al(CH3COO)3;

C. NaCl;

E. Fe(NO3)3.

Задание 7.

В зависимости от того, какая соль подвергается гидролизу, константа гидролиза имеет соответствующее выражение. Укажите это выражение для соли NH4Cl.

C. Kw = [H+][OH–] D. Kг = K[H2O] Задание 8.

Константа гидролиза соли зависит от ряда факторов. Укажите один из них.

A. Природа соли;

B. Энергия активации;

C. Давление;

D. Объем раствора;

E. Катализатор.

Задание 9.

Для количественной характеристики процесса гидролиза используют значение степени гидролиза. Укажите, от какого фактора она зависит:

A. Температура;

B. Давления;

C. Катализатора;

D. Энергии активации;

E. Объем раствора.

Задание 10.

Гидролиз соли имеет количественные характеристики. Укажите одну из них:

A. Энергия активации;

B. Степень гидролиза;

C. Константа равновесия;

D. Коэффициент активности;

E. Ступень гидролиза.

Задание 11.

Гидролиз солей сурьмы и висмута относится к особам случаям гидролиза солей. Какая соль образуется при гидролизе хлорида висмута (ІІІ)?

A. ВіOCl;

B. ВіОСl2;

C. Ві2ОСl;

D. SbOCl;

E. SbOCl2.

Задание 12.

Для роста и нормального функционирования всем живым организмам необходима энергия. Укажите соединение, которое дает эту энергию.

A. Фосфорная кислота;

B. Фенол;

C. Аденозинтрифосфорная кислота;

D. Холевая кислота;

E. Аденин.

Эталоны ответов.

РАВНОВЕСИЕ В ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ. ОБРАЗОВАНИЕ И

РАСТВОРЕНИЕ ОСАДКОВ. ПР.

АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ:

Большое количество химических реакций, протекающих в организме человека, происходят в гетерогенных системах, в которых компоненты химической реакции находятся в разных фазах. Данные системы характеризуются наличием динамического равновесия между твердой фазой и ионами, находящимися в растворе.

К таким процессам в первую очередь следует отнести процесс образования костной ткани, основным компонентом которой является гидроксиаппатит Ca5(OH)(PO4)3. Образование данного неорганического соединения происходит в плазме крови за счет установления равновесия между концентрациями катионов кальция, фосфат-ионов и кислотности среды, обеспечивающейся буферными растворами. Нарушение химического равновесия между компонентами данной гетерогенной системы приводит к развитию разнообразных патологических состояний. Так, при уменьшении содержания Са2+, происходит постепенное растворение гидроксиаппатита, которое приводит к размягчению костной и зубной ткани, что наблюдается, например, у беременных женщин или космонавтов. Обратные процессы – образование труднорастворимых соединений – наблюдаются при увеличении концентрации ионов кальция, к ним относятся, например, образование камней в почках (ураты, фосфаты, оксалаты кальция), кальциноз кровеносных сосудов (карбонаты кальция) и др.

Образование малорастворимых солей катионов тяжелых и d-элементов является основой медикаментозного лечения токсических отравлениях солями ртути, кадмия, свинца, олова и др. При этом в качестве противоядия используют органические соединения, содержащие тиольные группы (-SH), которые способны прочно связывать катионы металлов с образованием нерастворимых соединений, тем самым предотвращая их всасывание в кишечном тракте и попадание в кровеносную систему.

Таким образом, понимание процессов гетерогенного равновесия в организме и его взаимосвязь с другими видами процессов в растворах, играет важную роль в формировании целостного подхода к рассмотрению как общего гомеостаза организма, так и отдельных органов и тканей.

ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ:

ОБЩАЯ ЦЕЛЬ:

Уметь интерпретировать процессы осаждения, растворения и условия их протекания, а также роль гетерогенного равновесия в биологических системах.

КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ

УМЕТЬ:

1. Интерпретировать процессы осаждения и растворения.

2. Трактовать понятие произведения растворимости.

3. Трактовать условия образования и растворения осадков.

4. Интерпретировать роль гетерогенного равновесия в физиологических процессах.

СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ:

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ:

1. Реакции осаждения и растворения.

2. Произведение растворимости.

3. Условия выпадения и растворения осадков.

4. Роль гетерогенного равновесия в общем гомеостазе организма.

2. ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ИХ ОПРЕДЕЛЕНИЯ:

Процесс растворения твердого вещества в водном растворе начинается с ориентации молекул воды относительно ионов поверхностного слоя кристаллической решетки. При этом молекулы воды располагаются таким образом, что возникающее диполь-ионное взаимодействие приводит к отталкиванию разноименных ионов в решетке и влечет за собой переход их в водный раствор в сольватном состоянии.

Одновременно с процессом растворения происходит обратный процесс – осаждение, за счет электростатического взаимодействия ионов в растворе и на поверхности кристаллической решетки либо за счет разрушения сольватной оболочки ионов.

Таким образом, в водном растворе устанавливается равновесие между твердой фазой и раствором, то есть образуется равновесная гетерогенная система – неоднородная система, компоненты которой находятся в разных фазах (имеют различные физические и химические свойства) и разделены между собой границей раздела фаз, при переходе через которую свойства резко изменяются.

Полученная система представляет собой насыщенный раствор, в котором ионы в растворе и в составе твердой фазы находятся в динамическом равновесии.

Равновесие, которое устанавливается между раствором и твердой фазой описывается законом действия масс. Например, в насыщенном растворе карбоната кальция устанавливается равновесие:

СаСО3 (твердая фаза) Ca2+ (раствор) + CO32- (раствор) концентрация вещества в осадке практически не меняется, то есть является постоянной, тогда произведение Kp·[CaCO3] также является константой, которая для гетерогенных систем называется произведение растворимости и обозначается ПР:

В общем виде диссоциацию малорастворимого электролита KmAn можно записать:

произведение растворимости равно:

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение равновесных концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при данной температуре является величиной постоянной (ПР).

Произведение растворимости определяет растворимость вещества (S) – концентрация в насыщенном растворе (моль/л) и позволяет рассчитать коэффициент растворимости – максимальную массу вещества, которая может быть растворена в 100г. растворителя.

Растворимость вещества определяется рядом факторов:

природой растворителя;

природой растворенного вещества (типом кристаллической решетки твердого вещества);

температурой;

наличием ионов электролита.

Так как насыщенный раствор является равновесным, то смещение равновесия в гетерогенной системе, которое приводит к образованию или растворению осадка, осуществляется по принципу Ле Шателье.

При увеличении концентрации ионов в насыщенном растворе происходит образование пересыщенного раствора, являющегося нестабильной системой, в которой со временем происходит образование осадка. Если обозначить произведение молярных концентраций как ПК, то для образования осадка необходимым является условие:

Например, в равновесной системе:

образование осадка наблюдается при увеличении концентрации ионов кальция или карбонат-анионов, при этом происходит смещение равновесия в направлении образования твердой фазы.

Условием растворения осадка является уменьшение концентрации ионов в насыщенной системе, которое приводит к образованию ненасыщенного раствора, т.е. выполняется условие:

Таким образом, в рассматриваемой равновесной системе, растворение осадка возможно при условии если один из ионов Са2+ или СО32- образует малорастворимое соединение, слабый электролит, комплексный ион или участвует в окисно-восстановительной реакции, то есть наблюдается смещение равновесия в сторону растворения твердой фазы.

Одним из факторов, определяющим растворения осадка является температура, например, при нагревании раствора – растворимость увеличивается. Таким образом, изменение температуры приводит к образованию или растворения осадка, а также определяет величину ПР как константу равновесия процесса перехода твердой фазы в раствор.

3. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ:

ГЕТЕРОГЕННОЕ РАВНОВЕСИЕ

Образование Образование гидрокси- и фтороаппатита 4. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ:

Основная литература:

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця:

Нова книга, 2006. – С. 176-184.

2. Медицинская химия: учебник. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. – К.: Медицина, 2008. – С. 179-189.

Дополнительная литература:

3. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія.

Підручник. – Вінниця: Нова книга, 2003. – С. 161-169, 192-194.

4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для ВУЗов. – М.:

Высшая школа, изд. центр «Академия», 2001. – С. 210-212.

ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ

НАБОР ОБУЧАЮЩИХ ЗАДАЧ

Задача 1.

При приготовлении раствора натрия хлорида, с целью ускорить растворение кристаллического вещества осуществили нагрева до температуры приблизительно 40оС. Исходя из основных термодинамических понятий, укажите необходимость нагревания в данном случае:

Эталон решения.

Процесс растворения связан с разрушением межионных связей в кристалле NaCl и переходом ионов в раствор. При этом ионы в растворе существуют в виде гидратированных форм – заряженных частиц, окруженных строго ориентированными диполями молекул воды.

Таким образом, при растворении происходят процессы, которые связаны с затратами энергии, поэтому введение в систему дополнительной энергии, путем нагревания раствора смещает равновесие процесса растворения:

в сторону образования ионов.

Тем не менее, нагревание необходимо осуществлять до незначительной температуры, так как при увеличении температуры растворимость вещества повышается, что в дальнейшем, при охлаждении до комнатной температуры, может привести к образованию пересыщенного раствора, и, как следствие, образованию осадка.

Задача 2.

С целью получения насыщенного раствора кальция гидросульфата, растворили 0,7г кристаллического вещества в 100г воды. Укажите частицы, которые присутствуют в данном растворе.

Эталон решения.

В насыщенном растворе устанавливаются гетерогенные равновесия между твердой фазой и ионами в растворе:

Таким образом, данная равновесная система характеризуется наличием частиц: СаНРО4 (тв.); Са2+(р.); НРО42-(р.).

Задача 3.

Коэффициент растворимости CaCl2 при 25оС равен 82,6г. Укажите тип раствора и частицы, которые присутствуют в системе при растворении 41,3г кальция хлорида в 50 мл воды.

Задача 4.

Кальция фторид представляет собой малорастворимое вещество. Напишите уравнение реакции диссоциации данной соединения и выражение произведения растворимости.

Эталон решения.

Диссоциация соли может быть записана в виде:

CaF2 Ca2+ + 2FВыражение произведения растворимости данного малорастворимого соединения имеет вид:

Задача 5.

Магния гидроксид – труднорастворимое вещество, произведение растворимости которого равно 1,3·10-11. Определите и укажите концентрацию насыщенного раствора Mg(OH)2.

Эталон решения.

Магния гидроксид в растворе диссоциирует по уравнению:

Обозначим растворимость магния гидроксида как S (моль/л), тогда по уравнению диссоциации, концентрации ионов в растворе соответственно равны: [Mg2+] = S моль/л; [OH-] = 2S моль/л. Таким образом, произведение растворимости равно:

Растворимость или концентрация насыщенного раствора равна:

Задача 6.

Серебра сульфат – малорастворимое соединение. Запишите уравнение диссоциации данной соли, выражение произведения растворимости и формулу для расчета концентрации насыщенного раствора.

Задача 7.

При проведении лабораторной работы, смешали 10мл раствора натрия хлорида с концентрацией 2,7·10-4 моль/л и 10мл раствора серебра нитрата с концентрацией 2,7·10-5 моль/л. Определите возможность образования осадка, ответ обоснуйте расчетом.

Эталон решения.

При смешивании растворов натрия хлорида и серебра нитрата возможно протекание реакции с образования труднорастворимой соли:

Полученный в результате реакции серебра нитрат диссоциирует по уравнению:

AgCl Ag+ + ClГетерогенное равновесие, которое устанавливается в растворе, описывается константой равновесия – величиной произведения растворимости, которое имеет вид:

Условием образования осадка является соотношение: ПК ПР.

Для определения возможности образования осадка серебра хлорида, вопервых, необходимо рассчитать концентрации ионов в растворе при смешивании, во-вторых, рассчитать произведение концентраций, в-третьих, сравнить полученную величину ПК со справочной величиной ПР.

1. Концентрации ионов Ag+ и Cl- после смешивания равны:

2. Произведение концентраций равно:

3. Произведение растворимости хлорида серебра имеет значение:

Исходя из проведенных расчетов:

Таким образом, при смешивании заданных количеств растворов NaCl и AgNO3 с заданными концентрациями, в исследуемой системе наблюдается образование осадка AgCl.

Задача 8.

К раствору, содержащему катионы Ca2+ и Mg2+, медленно добавляли разбавленный раствор фосфорной кислоты. Укажите осадок, который будет ответ подтвердите расчетами.

Задача 9.

Гидроксиаппатит является структурным компонентом костной ткани, образование которого можно записать:

Определите возможность образования гидроксиаппатита состояния концентрация кальция изменилась и составляет 1,5·10-3 моль/л, а концентрация гидрофосфата остается постоянной и составляет 2,9·10-4 моль/л.

Ответ обоснуйте.

Задача 10.

Образование гидроксиаппатиту протекает в плазме крови по приведенной реакции:

Укажите, как изменится состояние гетерогенного равновесия: раствор гидроксиаппатит, если кислотность плазмы крови уменьшится (рН 7,35).

НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ

ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ

Задание 1.

С целью определения биохимических условий образования камней в почках, приготовили смесь, которая содержит 1г кальция карбоната в 100мл воды. При этом наблюдается лишь частичное растворение соли. Укажите тип раствора, в полученной гетерогенной системе:

A. Насыщенный;

B. Ненасыщенный;

C. Пересыщенный;

D. Разбавленный;

E. Концентрированный.

Задание 2.

Для качественного определения содержания катионов магния в плазме крови, необходимо провести реакцию осаждения. Укажите реагент, который может быть для этого использован:

A. NaCl;

B. NaNO3;

C. Na2SO4;

D. Na2CO3;

E. CH3COONa.

Задание 3.

Для профилактики заболеваний кариеса, врачи рекомендуют использование зубных паст, содержащих примерно 0,3 мас.% натрия фторида, способствующего образованию фтороаппатита: Ca5F(PO4)3. Укажите выражение произведения растворимости для данного соединения:

A. ПР = [Ca2+]·[F-]·[PO43-];

B. ПР = [Ca2+]5·[F-]·[PO43-]3;

C. ПР = 5[Ca2+]·[F-]·3[PO43-];

D. ПР = [Ca2+]5·[F(PO4)4-]3;

E. ПР = [CaF+]5·[PO43-]3.

Задание 4.

При проведении биохимических исследований использовали раствор магния карбоната ( ). Рассчитайте массу MgCO3 (г), которая содержится в 750мл насыщенного раствора. Укажите правильный ответ:

A. 0,09;

B. 0,19;

C. 0,29;

D. 0,39;

E. 0,49.

Задание 5.

Для определения влияния концентрации ионов кальция на биохимические процессы, необходимо приготовить насыщенный раствор труднорастворимой кальциевой соли. Используя величины произведения растворимости, укажите соединение с наибольшей растворимостью:

Задание 6.

При использовании препаратов йода, слезными железами выделяются йодид-ионы. Для лечения коньюктивита используют 2% растворы серебра нитрата (1 г/мл). Рассчитайте концентрацию йодид-ионов (моль/л), при которой возникает возможность образования кристаллов серебра йодида ( ), который имеет прижигающее действие и укажите правильный ответ:

Задание 7.

Ненасыщенный раствор гипсовой воды (CaSO4), приготовленный для аналитических исследований, имеет концентрацию 5·10-3 моль/л. Определите возможность образования осадка при добавлении 0,02 моль/л раствора (CaCl2) к раствору гипсовой воды. Укажите правильный ответ:

A. Ca2+]·[SO42-], образуется осадок;

B. [Ca2+]·[SO42-], образуется осадок;

C. [Ca2+]·[SO42-], осадок не образуется;

D. [Ca2+]·[SO42-], осадок не образуется;

E. [Ca2+]·[SO42-]=, осадок не образуется.

Задание 8.

При отравлении солями ртути (II), в организме образуются нерастворимые соли HgS (ПРHgS=3·10-54). Рассмотрите возможность выведения токсичных ионов из организма при использовании раствора KSCN, который образует комплексный ион [Hg(SCN)4]2- (Кн=1·10-22). Обоснуйте и укажите правильный ответ:

A. ПРHgSКн, осадок растворяется;

B. ПРHgSКн, осадок растворяется;

C. ПРHgSКн, осадок не растворяется;

D. ПРHgSКн осадок не растворяется;

E. ПРHgS=Кн, осадок не растворяется.

Задание 9.

Образование фтороаппатита зубной эмали происходит из гидроксиаппатита по схеме:

Ca5(OH)(PO4)3 + F- Ca5F(PO4)3 + OHУкажите, в каком направлении смещается равновесие, при использовании зубной пасты с солями фторид-ионов:

A. Образование Ca5F(PO4)3;

B. Растворение Ca5F(PO4)3;

C. Образование Ca5(OH)(PO4)3;

D. Увеличение концентрации F-;

E. Равновесие не смещается.

Задание 10.

При избытке солей кальция в организме (патологические состояния), в результате образования малорастворимых солей, наблюдается формирование камней в почках. Укажите возможную химическую природу данных соединений:

A. Хлориды;

B. Нитраты;

C. Гидросульфиды;

D. Ацетаты;

E. Карбонаты.

Эталоны ответов:

РОЛЬ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ЯВЛЕНИЙ В БИОЛОГИЧЕСКИХ

ПРОЦЕССАХ. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И МЕХАНИЗМ ИХ

ВОЗНИКНОВЕНИЯ.

АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ:

Все реакции, происходящие в живом организме, сопровождаются электрохимическими явлениями. К ним относится три типа биоэлектрических потенциалов (диффузионные, мембранные и фазовые), а также окислительновосстановительные потенциалы, которые обусловлены межмолекулярным переносом электронов и образованием энергии, необходимой для жизнедеятельности организма. К числу окислительно-восстановительных систем относятся такие системы в крови и тканях, как гемм/гематин и цитохромы, аскорбиновая кислота (витамин С), система глутатиона, цистинцистеина, янтарной и фумаровой кислот и др. Каждое звено цепи данных окислительно-восстановительных процессов характеризуется определенным числовым значением окислительно-восстановительного потенциала, величина которого указывает на возможность протекания реакции на конкретном участке цепи. Зная возможность протекания и направления окислительновосстановительного процесса, можно правильно подобрать среду и условия для благоприятного протекания реакции. Данный факт широко применяется в медико- биологических исследованиях, физиотерапии (электрофорез), кардиологии (ЭКГ), неврологии (ЭЭГ), стоматологии (подбор материалов при протезировании), клинико-диагностических лабораториях (определение ионного состава и рН биологических жидкостей), фармакологии и фармацевтической химии (качественный и количественный анализ фармацевтических препаратов, изучение механизма лечебного действия фармацевтических препаратов).

ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ:

ОБЩАЯ ЦЕЛЬ:

Уметь интерпретировать роль электрохимических явлений в биологических процессах, а также понятия электродных потенциалов и механизм их возникновения.

КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ

УМЕТЬ:

1. Трактовать понятия электропроводимости растворов электролитов, удельной и эквивалентной проводимости.

2. Интерпретировать понятие электродных потенциалов металлов, факторов, влияющих на их величину, уравнение Нернста для электродного потенциала, а также гальванического элемента, его электродвижущей силе (ЭДС) применительно к определению направления окислительновосстановительных реакций (ОВР).

3. Трактовать классификацию электродов, свойства стандартного (нормального) водородного электрода, применительно к их использованию в биологических и медицинских исследованиях.

4. Интерпретировать сущность потенциометрического метода определения рН применительно к медико-биологическим исследованиям.

5. Интерпретировать понятия о биопотенциалах, диффузионных и мембранных потенциалах, исходя из их биохимической роли и медикобиологического значения.

СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ:

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ:

1. Электропроводимость растворов электролитов, удельная и эквивалентная проводимости.

2. Электродные потенциалы металлов:

– механизм возникновения;

– факторы, влияющие на их величину;

– нормальный (стандартный) потенциал водородного электрода, уравнение Нернста для вычисления электродного потенциала;

– гальванический элемент, его электродвижущая сила (ЭДС);

– определение направления ОВР по разности стандартных электродных 3. Классификация электродов и их применение в биологии и медицине:

– электроды І рода; стандартный водородный электрод;

– электроды ІІ рода;

– ионообменные электроды;

– окислительно-восстановительные электроды.

4. Потенциометрический метод определения рН среды, его характеристика, преимущества, применение в медицинских и биологических исследованиях.

5. Понятие о биоэлектрических потенциалах. Диффузионные и мембранные потенциалы, их биохимическая роль и медицинское значение.

2. ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ИХ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Электрохимия – раздел физической химии, изучающий превращение химической энергии в электрическую и наоборот.

Электропроводимость – способность веществ проводить электрический ток.

В металлах (проводниках первого рода) электропроводимость обеспечивают электроны, в растворах электролитов (проводниках второго рода) – ионы.

Электропроводимость растворов электролитов L выражается как величина, обратная электрическому сопротивлению:

Для растворов электролитов различают 2 понятия электропроводимости:

1. Удельная электропроводимость () - это проводимость такого количества электролита, которое помещают между электродами с площадью м2 и находящимися на расстоянии 1 м. Это величина, обратная удельному сопротивлению:

2. Эквивалентная (молярная) электропроводимость () – это проводимость слоя раствора электролита, содержащего один грамм-эквивалент растворенного вещества и помещенного между электродами, отстоящими один от другого на расстоянии 1 м.

Между удельной и эквивалентной электропроводимостью существуют следующее соотношение:

где V=1/С – величина, называемая разбавлением.

электропроводимости. Поэтому метод определения электропроводимости биологических систем широко применяется для решения диагностических и исследовательских задач.

Электрод – проводник (металл), погруженный в раствор электролита.

Электродный потенциал – разность потенциалов (скачок потенциала), возникающая на границе раздела електрод – раствор. Электродный потенциал возникает в результате образования двойного электрического слоя (ДЭС) на границе металл-раствор между точками, лежащими на поверхности метала, и точками, находящимися в растворе возле поверхности металла.

Электродвижущая сила (ЭДС) возникает в системе двух электродов, находящихся соответственно в растворах своих солей. ЭДС равна разности двух электродных потенциалов:

Нормальный (стандартный) водородный электрод – полуэлемент, состоящий из черненной платиновой пластинки, насыщенной газообразным водородом при давлении 1атм, погруженной в раствор кислоты, активность ионов Н+ в котором равна 1 моль/л при температуре 298К. Нормальный водородный электрод имеет формулу:

Стандартные электродные потенциалы – потенциалы электродов, определяемые по условной водородной шкале, точкой отсчета в которой является стандартный водородный электрод. Потенциал стандартного водородного электрода условно принят равным нулю.

Гальванический элемент – система, в которой химическая энергия окислительно-восстановительного процесса превращается в электрическую энергию.

Примером гальванического элемента является элемент Якоби-Даниэля, состоящий из цинкового и медного электродов, опущенных в растворы солей этих металлов. Электроны накапливаются на цинковом электроде, и он заряжается отрицательно. По внешней цепи электроны переходят на медный (положительный) электрод. Возникающий в цепи поток электронов – электрический ток – может быть использован для совершения работы.

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента – максимальная разница значений электродных потенциалов положительного и отрицательного электродов.

Уравнение Нернста для ЭДС гальванического элемента:

где Е0 – стандартная ЭДС элемента; R - газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль•К);

Т- температура,К; F - число Фарадея (9,65•104 Кл/моль; n- число электронов, которое отдает атом металла; a Zn2+ - активность ионов цинка в растворе; а Сu2+активность ионов меди в растворе.

Уравнение Нернста позволяет, зная величину стандартной ЭДС и активность катионов в растворе, определить величину ЭДС гальванического элемента.

Электрод определения – электрод, потенциал которого зависит от концентрации водородных ионов в растворе, т.е. связан с рН раствора. К электродам определения относятся стеклянный и хингидронный электроды.

Электрод сравнения – электрод с известным значением электродного потенциала. Состоит из определенного металла и раствора его соли известной концентрации. Служит стандартом для сравнения с ним других электродов с неизвестными потенциалами. К электродам сравнения относятся нормальный водородный электрод, каломельные электроды, хлорсеребряный электрод.

Электроды первого рода - металлические электроды, находящиеся в растворе своих ионов: Ме|Меn+ (водородный. серебряный, медный и др.).

Электроды первого рода используют как электроды определения.

Электроды второго рода – полуэлементы, состоящие из металла, покрытого слоем своей малорастворимой соли и погруженного в раствор хорошо растворимого соединения с тем же анионом: Ме, МеА|An-. К электродам второго рода относятся каломельный, хлорсеребряный электроды.

Ионообменные электроды – состоят из ионита и раствора, на границе раздела которых возникает скачок потенциала. Важным представителем ионообменных электродов является стеклянный электрод - наиболее распространённый электрод при измерении рН растворов. К ионообменным электродам относятся также ионоселективные электроды, с помощью которых определяют содержание в растворе таких ионов, как Na+, K+, Ca2+, NO3-,Cl- и др.

Модифицированные ионоселективные электроды (ферментные, бактериальные и иммуноэлектроды) – биологические сенсоры, с помощью которых определяют концентрации органических веществ.

Окислительно-восстановительные электроды – электроды из инертного металла (платины, иридия), погруженные в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы вещества. При этом реакции окисления или восстановления протекают в растворе без участия вещества электрода.

Возникающий скачок потенциала характеризует окислительную способность раствора.

Биоэлектропотенциалы – показатели биологической активности, которые определяются разностью электрических потенциалов между двумя точками живой ткани (клетки). В зависимости от характера электрохимических диффузионные,мембранные,фазовые.

Диффузионный потенциал – скачок потенциала на границе между неодинаковыми по составу или по концентрации растворами вследствие разной скорости диффузии аниона и катиона. Диффузионные потенциалы могут возникать,например, при повреждении оболочек клеток.

Мембранный потенциал – диффузионный потенциал, возникающий на границе растворов разных концентраций, разделенных специальной мембраной, проницаемой только для ионов какого-либо одного знака. В тканях растительных и животных организмов мембранные потенциалы обусловлены химической и морфологической неоднородностью внутриклеточного содержимого.

3. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ:

Физико-химические свойства Медико-биологическое значение 4. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ:

Основная литература:

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця:

Нова книга, 2006. – С.488-561.

2. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия. – К.: Медицина, 2008. – С.195-209.

Дополнительная литература:

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для ВУЗов. М.:

Высшая школа, изд. центр «Академия», 2001. – С. 240-247.

4. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія.

Підручник. – Вінниця: Нова книга, 2003. – С.228-251.

5. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. – К.: Вища школа, 1986. – С.93-97, 103-137.

6. Равич - Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. –М.:

Высшая школа, 1975. - С.52-75.

7. Селезнёв К.А. Аналитическая химия. М.: «Высшая школа», 1973. – С.41ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ

НАБОР ОБУЧАЮЩИХ ЗАДАЧ

Задача 1.

Удельная электропроводность сыворотки крови в норме равна 0,006 Ом- м-1. Рассчитайте эквивалентную электропроводность сыворотки крови при концентрации электролитов С = 0,005 моль/л.

Эталон решения.

1. Для расчета эквивалентной электропроводности используют соотношение между удельной и эквивалентной электропроводностью:

где - эквивалентная электропроводность (Смм2 кмоль-1), - удельная электропроводность (См/м), С – концентрация электролита (моль/л), 1000 – коэффициент, необходимый для перерасчета концентрации в моль/л.

2. Подставляя в указанное соотношение числовые значения соответствующих величин, получаем:

Эталон ответа: эквивалентная электропроводность сыворотки крови равна 0,0012 Смм2 моль-1.

Задача 2.

Рассчитать эквивалентную электропроводность желудочного сока, если его удельная электропроводность составляет 0,01 См/м, а разбавление равно 20.

Эталон решения.

1. Связь между удельной электропроводностью, эквивалентной электропроводностью и разбавлением выражается соотношением где - эквивалентная электропроводность (Смм2 кмоль-1), - удельная электропроводность (См/м), V – разбавление электролита (V=1/С).

2. Подставляя в указанное соотношение числовые значения соответствующих величин, получаем:

Эталон ответа: эквивалентная электропроводность желудочного сока равна 0,0002 Смм2 моль-1.

Задача 3.

Определите электродный потенциал цинка, опущенного в раствор его соли с концентрацией ионов Zn2+, равной 0,001 моль/л.

Эталон решения.

1. Для расчета электродных потенциалов элементов используют уравнение Нернста:

где Е0 - стандартный электродный потенциал элемента (В); Z - число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе; С молярная концентрация катионов металла в разбавленном растворе (моль/л).

2. В таблице стандартных электродных потенциалов металлов необходимо найти величину E0 – стандартного электродного потенциала цинка. Она равна E0 Zn2+/ Zn = – 0,76 В.

3. Необходимо найти величину Z. Для цинка она равна 2, так как заряд катиона +2.

4. Подставляя в уравнение Нернста все имеющиеся данные, рассчитываем значение электродного потенциала цинка:

Эталон ответа: электродный потенциал цинка равен 0,85 В.

Задача 4.

соответствующих полуреакций, определите возможность протекания в гальваническом элементе следующей реакции Fe0 + Cd2+ = Zn2+ + Cd0.

Эталон решения.

1. В гальваническом элементе происходит окисление атомов железа и восстановление ионов кадмия. Следовательно, схема гальванического элемента:

2. Используя таблицу стандартных электродных потенциалов, определяют ЭДС гальванического элемента:

Эталон ответа: поскольку ЭДС 0, данную реакцию можно осуществить в гальваническом элементе.

Задача 5.

Хром находится в контакте с медью. Определите, какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара попадет в раствор соляной кислоты (кислая среда). Составьте схему образовавшегося гальванического элемента.

Эталон решения.

1. По положению металлов в электрохимическом ряду напряжений определяем, что хром более активный металл (Е0Cr3+|Cr = -0,744 B) и в гальванической паре будет анодом, а медь – катодом: (E0 Cu2+ |Cu = 0,337 B).

2. Определяем, что происходит с данными металлами в кислой среде. При попадании в раствор НCl хромовый анод растворяется, а на медном катоде выделяется водород.

3. Составляем схему работающего гальванического элемента:

Эталон ответа: при коррозии будет окисляться хром.

Задача 6.

Электрод имеет схему Ag|Ag+. Определить тип данного электрода и составить для него выражение электродного потенциала.

Эталон решения.

1. Схема Ag|Ag+ указывает на то, что данный электрод состоит из серебряной пластины, погруженной в раствор соли серебра, что соответствует электродам первого рода.

2. В гальванической цепи серебряный электрод положителен, следовательно, ему соответствует реакция восстановления:

электродный потенциал определяется выражением:

Эталон ответа: серебряный электрод Ag|Ag+ относится к электродам первого рода.

Задача 7.

Полуэлемент состоит из ртути, покрытой каломелью Hg2 Cl2. Система находится в контакте с раствором хлорида калия. Определить тип данного электрода и указать фактор, от которого зависит его потенциал.

Эталон решения.

1. Согласно условию, данный полуэлемент является каломельным электродом, который имеет схему Нg,Hg2Cl2|KCl и относится к электродам второго рода.

2. В результате диссоциации каломели Hg2Cl2 происходит образование иона Hg+ согласно уравнению: Hg2Cl2 + 2е 2Hg+ + 2Сl-. При работе электрода происходит восстановление металла Hg+ + е Hg.

3. Активности металлической ртути и каломели можно считать величинами постоянными. Следовательно, потенциал каломельного электрода зависит только от активности ионов Сl- в растворе и определяется уравнением: е = е0 – RT/nF ·ln aCl-.

Эталон ответа: каломельный электрод относится к электродам второго рода, потенциал которого зависит от активности ионов Сl-.

Задача 8.

Применив потенциометрический метод, определили рН желудочного сока.

При этом использовали следующую гальваническую цепь:

Определить формулу расчета рН для данной гальванической цепи.

Эталон решения.

1. Цепь состоит из водородного электрода и хлорсеребряного электрода, погруженного в насыщенный раствор КСl.

2. ЭДС данной гальванической цепи равна:

3. Используя выражение ЭДС гальванической цепи, определяем рН желудочного сока:

Эталон ответа: рН желудочного сока можно рассчитать по формуле:

Задача 9.

Электрохимическая цепь состоит из стеклянного электрода и каломельного электрода – электрода сравнения, погруженного в насыщенный раствор КСl.

Составить схему определения рН биологических жидкостей с помощью данной гальванической цепи.

Эталон решения.

1. Согласно условию, электрохимическая цепь имеет следующий вид:

2. Указанную цепь калибруют по буферным растворам.

3. Строят калибровочный график, по которому определяют рН исследуемого раствора.

Эталон ответа: применяя данную потенциометрическую схему, определяют рН различных жидких сред организма.

Задача 10.

На границе растворов с разной концентрацией НCl [с2(НCl) с1(НCl)] возникает скачок потенциала. Определите тип данного потенциала и обоснуйте причину его возникновения.

Эталон решения.

При контакте растворов с разной концентрацией НCl [с2(НCl) с1(НCl)] происходит диффузия ионов. При этом скорости перемещения ионов Н+(Н3О+) и Cl- различны. У ионов Н+ скорость диффузии выше, поэтому через границу контакта их проходит больше, чем ионов Cl-. Образуется фронт ионов Н+, за которым движется фронт ионов Cl-, т.е. возникает двойной электрический слой ионов.

Эталон ответа:образование двойного электрического слоя при контакте растворов с разной концентрацией является причиной возникновения диффузионного потенциала.

Задача 10.

При раздражении клетки потенциал покоя (ПП) сменяет потенциал действия (ПД). Обоснуйте причину появления данного потенциала и возможность определения его значения.

Эталон решения.

Возбужденный участок клетки становится электроотрицательным по отношению к другим ее частям. Возрастает проницаемость мембраны для ионов Na+, и они направляются внутрь клетки. Затем возникает поток ионов К+ в межклеточную жидкость. Данный процесс является кратковременным (0,001с) и обусловливает перезарядку мембранного потенциала. Значение потенциала действия определяется по уравнению Нернста:

Эталон ответа: увеличение проницаемости мембраны возбужденного участка клетки для ионов Na+ является причиной возникновения потенциала действия, значение которого можно определить по уравнению Нернста.

НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ

ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ

Задание 1.

Удельная электропроводность раствора альбумина составляет 0,004Ом-1м-, а его молярная концентрация равна 0,003 моль/л. Определите эквивалентную электропроводность (Смм2 моль-1) данного раствора.

A. 0,0005;

B. 0,0013;

Задание 2.

Эквивалентная электропроводность спинномозговой жидкости составляет 0,001 Смм2 моль-1, его разбавление равно 10. Определите удельную электропроводность данной биологической жидкости.

A. 0,0005;

B. 0,0013;

Задание 3.

Окислительно-восстановительные свойства вещества определяются способностью элементов, входящих в состав вещества, отдавать или принимать электроны. Укажите величину, которая количественно характеризует эти свойства вещества в водных растворах?

A. Энергия ионизации;

B. Энергия гидратации;

C. Электроотрицательность;

D. Сродство к электрону;

E. Окислительно-восстановительный потенциал.

Задание 4.

Цинковая пластинка опущена в раствор соли ZnCl2. Определите процесс, происходящий при контакте данной пластинки с раствором?

A. Ионы цинка переходят в раствор;

B. Ионы цинка переходят из раствора на пластинку;

C. Заряд поверхности цинковой пластинки не меняется;

D. Масса пластинки увеличивается;

E. Масса пластинки уменьшается.

Задание 5.

Стандартные потенциалы металлов приведены в шкале электродных потенциалов. Укажите потенциал, который принимается за условный нуль в этой шкале.

A. Стандартный потенциал кислородного электрода;

B. Потенциал земной поверхности;

C. Потенциал данного электрода при активности потенциалопределяющих ионов 1 г-ион\л;

D. Потенциал стандартного водородного электрода;

E. Потенциал данного электрода при нормальных условиях ( н.у.).

Задание 6.

Пять пластин различных металлов опущены в сосуды с водой. Определите пластину, на поверхности которой концентрация свободных электронов будет наибольшей.

A. Железная;

B. Серебряная;

C. Медная;

D. Магниевая;

E. Никелевая.

Задание 7.

Металлы расположили в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов. Укажите, какой из приведенных рядов соответствует этому условию.

A. Fe, Co, Ni, Mg, Al;

B. Na, Mg, Al, Fe, Cu;

E. Pb, Al, Sn, Cu, Pt.

Задание 8.

В кислой среде протекает реакция окисления сульфита калия перманганатом калия.. Определите молярную массу эквивалента перманганата калия KMnO4 в этой реакции.

A. 0,6322;

B. 31,61;

C. 52,68;

D. 158,03;

E. 316,06.

Задание 9.

В эксперименте применяется водородный электрод при 25°С в нейтральной среде. Укажите, какое значение отвечает величине потенциала этого электрода.

A. -0,059 В;

B. -0,041 В;

C. -0,41 В;

D. 0,059 В;

E. 0,41 В.

Задание 10.

В гальваническом элементе протекает реакция (условия стандартные):

Определите величину ЭДС этого гальванического элемента.

A. -0,59 В;

B. 0,29 В;

C. 0,59 В;

D. 1,06 В;

E. 2,13 В.

Задание 11.

В лаборатории имеется пять гальванических элементов. Определите, при работе какого из них не изменяется масса цинковой пластинки.

A. Zn|ZnSO4|MnSO4|Mg;

B. Cu|CuSO4|ZnSO4|Zn;

C. Ag|Ag2SO4|ZnSO4|Zn;

D. Zn|H2SO4|CuSO4|Cu;

E. Zn|H2SO4|MgSO4|Mg.

Задание 12.

ЭДС гальванического элемента зависит от стандартной электродвижущей силы и соотношения активностей потенциалопределяющих ионов. Укажите, какое из приведенных уравнений правильно отражает эту зависимость?

Эталоны ответов:

РОЛЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

В ПРОЦЕССАХ ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ.

АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ:

Окислительно-восстановительные реакции относят к самым распространённым химическим процессам в природе. Они лежат в основе круговорота химических элементов в природе. ОВР-основа жизнедеятельности, так как с ними связаны обмен веществ и дыхание, гниение и брожение органических соединений, усвоение углекислого газа зелёными листьями растений. (Фотосинтез). Процессы окисления-восстановления – это источник энергии для дыхания, за счёт чего организм получает почти 99 % всей энергии.

Они лежат в основе синтеза жизненно необходимых органических соединений – незаменимых аминокислот, углеводов, жирных кислот, гормонов.

Современная теория окислительно – восстановительной реакции базируется на электронных представлениях, то есть это процессы, связанные с переносом электронов от одних атомов к другим ОВР – многочисленны и многообразны.

Задачи производственной деятельности человека решаются на основе сознательного использования реакций окисления-восстановления. Это получение металлов из руд, производство минеральных кислот, лекарственных препаратов. В основе методик проведения анализов в медико-биологических лабораториях, таких как определение содержание сахара в крови, аскорбиновой кислоты, окисляемости воды, проверка качества дезинфицирующих средств и др. – лежат ОВР.

Окислительно-восстановительные реакции используют в аналитической химии для качественного и количественного определения химических элементов и их соединений. На использовании ОВР базируются такие методы оксидиметрия, как перманганатометрия, иодометрия и др.

ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ:

ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.

Уметь трактовать суть основных понятий окислительно-восстановительных процессов, их типов и методов решения.

КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ:

УМЕТЬ:

1. Трактовать понятия: степень окисления элементов, окислители восстановители, основные положения электронной теории ОВР.

2. Трактовать изменение окислительно-восстановительных свойств по периодам и группам периодической системы Д.И.Менделеева.

3. Трактовать правила составления ОВР методом электронного баланса.

4. Прогнозировать влияние среды на протекание ОВР и образование продуктов.

СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ:

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ:

1. Основные положения электронной теории ОВР. Степень окисления.

Процессы окисления и восстановления. Молярная масса эквивалента окислителя (восстановителя).

2. Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов по периодам и группам периодической системе Д.И. Менделеева. Характеристика основных окислителей и восстановителей 3. Три типа ОВР. Правила составления уравнений ОВР методом электронного баланса 4. Влияние температуры и pH среды на протекание окислительновосстановительных реакций и образование продуктов.

2. ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ИХ ЗНАЧЕНИЕ.

Реакции окисления-восстановления – это реакции, идущие с изменением степени окисления атомов входящих в состав молекул реагирующих веществ.

Или: это взаимодействие между окислителем и восстановителем, которое приводит к образованию нового окислителя и восстановителя.

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле вычисленный, исходя из предположения, что молекула электронейтральна и состоит из ионов.

Потенциал ионизации – работа, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и удалить его из сферы влияния положительно заряженного ядра.

Энергия ионизации – энергия необходимая для превращения атома в ион.

В периоде ионизационные потенциалы увеличиваются слева на право, что обусловлено уменьшением радиуса атома элемента, при этом восстановительные свойства элелементов уменьшаются, а окислительные возрастают.

В группе сверху вниз потенциал ионизации уменьшается т.к. радиусы атомов увеличиваются.

Сродство к электрону – энергия, выделяющаяся вследствие присоединения электрона к свободному атому (мера проявления неметаллических свойств) В периодах слева направо сродство к электрону увеличивается (максимум у галогенов) В подгруппах сверху вниз – уменьшается Восстановители и окислители будут реагировать между собой лишь в том случае, если сродства к электрону окислялся больше, чем энергия ионизации восстановителя.

Электроотрицательность – это способность атома оттягивать на себя общую электронную плотность и приобретать отрицательный заряд. Или:

электроотрицательность это полусумма потенциала ионизации и сродства к электрону. Используется понятие относительной электроотрицательности. По школе Полинга относительная электроотрицательность для фтора принята ед., а для лития – принята единице.

Процесс окисления – это отдача электронов атомом, молекулой или ионом.

Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Окислители – это вещества, обладающие ярко выраженной способностью присоединять электроны.

Восстановители – это вещества способные отдать электроны.

Молярная масса эквивалента окислителя (восстановителя) – равна массе одного моль - эквивалента вещества, выраженного в граммах.

Моль – эквивалент окислителя (восстановителя) это такая его масса, которая присоединяет (или отдает) один моль электронов т.е. 6,02· электронов Для определения степени окисления необходимо знать:

1. Кислород всегда, проявляет степень окисления -2, кроме соединения F2- O+2; где у кислорода степень окисления +2 т.к. кислород менее электроотрицательный, чем фтор.

В пероксидах кислород имеет степень окисления -1.

2. Водород всегда проявляет степень окисления +1, кроме соединений водорода с активными металлами (класс гидридов Na+1; H-1; Ca+2H2-1).

3. Фтор всегда имеет степень окисления - 4. Металлы I группы главной подгруппы в таблице Д.И. Менделеева всегда имеют степень окисления + 5. Meталлы II группы главной подгруппы – имеют степень окисления +2.

6. Meталлы III группы главной подгруппы – имеют степень окисления +

3. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ:

Структура процесса Условия протекания процесса Биомедицинское значение 4. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ:

Основная литература:

1. А.С. Мороз, Д.Д.Луцевіч, Л.П. Яворська «Медична хімія» Вінниця «Нова книга» 2006 с. 191-201; 206-207.

2. Калибабчук В.А. и др. Медицинская химия. Учебник. Медицина 2008 с.

209-215.

Дополнительная литература:

3. Левітін Є.Я.; Бризицька А.М.; Клюєва Р.Г. «Загальна та неорганічна хімія»-Вінниця «Нова книга» 2003, с. 210-227.

ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ

НАБОР ОБУЧАЮЩИХ ЗАДАЧ

Задача 1.

Любой химический элемент характеризуется понятием «степень окисления»

Рассчитайте степени окисления элементов в приведенных примерах 1. Оксиды: R2O; RO; R2+3O3-2; R+4O2; R2+5O5; R+6O3-2; R2+7O7.

2. Основания: ROH; R(OH)2; R(OH)3.

3. Кислород содержащие кислоты: HNO2; HNO3; H2SO4; H3PO4; HClO;

HClO2; HClO3; HClO4.

4. Соли: NaNO3; Ca(NO3)2; Al2(SO4)3; Na2HPO4; Cu(OH)Cl; MnSO4.

Эталон решения:

Так как кислород в оксидах имеет степень окисления -2, исходим из определения степени окисления о том, что молекула должна быть электронейтральной, значит количество отрицательных зарядов должно быть равно количеству положительных зарядов.

Оксиды: R2O-2 на два атома металла (R) приходится два положительных заряда, а на один атом (+2) : 2 = (+1) тогда - R2+1O-2.

Основания: т.к. группа OH всегда имеет заряд -1, то элемент будет иметь столько положительных зарядов, сколько в составе молекулы имеется группы (OH)-1; R+1(OH)-1; R+2(OH)2-2; R+3(OH)3-1.

Кислоты: кислотный остаток в целом будет иметь столько отрицательных зарядов, сколько в составе кислоты будет атомов водорода: H+1(NO3)-1;

H2+1(SO4)-2; H3+1(PO4)-3 и т.д.

Для расчета степени окисления образующего элемента в кислоте необходимо помнить, что водород имеет степень окисления (+1), а кислород – (-2).

H2+1SO4-2 H+1= (+1)·2 ат=(+2)зарядов; O-2=(-2)·4 ат=-8 зарядов Значит всего положительных зарядов должно быть тоже 8, на водород приходится только две положительных заряда. Считаем разность:(-8) – (+2) = (меняем знак на обратный получаем (+6), значит степень окисления серы равна (+6). Проверяем H2+1S+6O4-2 (+1)·2ат. = (+2) +(+6) = (+8); (-2)·4 = (-8) зарядов. Количечство положительных зарядов (+8) равно количеству отрицательных зарядов (-8).

Соли: в солях степень окисления кислотного остатка всегда такая же, как в кислоте. Условие тоже: количество положительных зарядов равно количеству отрицательных зарядов, молекула электронейтральна, т.е. заряд молекулы равен нулю.

NaNO3 ; Na2HPO4; Al2(SO4)3. Рассчитаем степень окисления алюминия в соли Al2(SO4)3. Кислотный остаток SO4 имеет заряд (-2), таких остатков три, (иона = (-6). Отрицательных зарядов шесть, значит положительных зарядов тоже шесть. Общий положительный заряд надо разделить на количество атомов алюминия.

(+6): 2 ат. = (+3) Задача 2.

Исходя, из электронной теории ОВР в приведенных схемах перехода электронов укажите, процессы окисления и восстановления, что является окислителем и восстановителем.

1. Fe - 3eFe+ 2. Fe+3+3eFe 3. Fe+3+1eFe+ 4. S+6+6eS 5. Cr+3-3eCr+ 6. Mn+7+5eMn+ Эталон решения:

Основные положения электронной теории:

1. Окислением называется процесс отдачи электронов.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов.

3. Окислители – это частицы принимающие электроны.

4. Восстановители – это частицы отдающие электроны.

Fe0-3eFe+3 процесс окисления;

Fe0 - восстановитель Fe+3+3eFe0 - процесс восстановления Fe+3 окислитель Задача 3.

Окислительные свойства элементов находятся в периодической зависимости от их строения. Объяснить, как меняются окислительные свойства элементов в III периоде слева направо.

Эталон решения:

Сродство к электрону служит мерой окислительной способности атома: чем больше у атома сродство к электрону, тем более сильным окислителем он является, так как легко присоединяет электрон. В пределах III периода слева направо электроносросродство увеличивается, значит в этом же направлении усиливаются окислительные свойства. Чем ближе к инертному газу стоит элемент в периодической таблице, тем больше сродство к электрону.

Задача 4.

Сравнивая металлы и не металлы, следует отметить, что атомы металлов не способны принимать электроны. Объяснить, как меняются восстановительные свойства элементов в группах сверху вниз.

Эталон решения:

Потенциал ионизации служит мерой восстановительной активности элементов. Чем меньше потенциал ионизации у атома, тем сильнее восстановительные свойства. В пределах групп сверху вниз увеличивается радиус атома и валентные электроны располагаются все дальше от ядра.

Энергозатраты на отрыв электрона от ядра уменьшается, восстановительные свойства элементов в группах сверху вниз усиливаются.

Задача 5.

Составить уравнение ОВР между хлоридом железа (III) FeCl3 и йодоводородом HJ, зная, что в результате выделится свободный йод. Укажите окислитель и восстановитель.

Эталон решения:

1. Составим схему реакции и проставим степени окисления всех элементов:

2. Определим элементы, у которых изменилась степень окисления – железо и йод.

3. Выразим происходящий процесс электронными уравнениями:

4. Справа от электронных уравнений проводим черту и проставляем коэффициенты, соответствующие числу электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем.

5. Расставляем коэффициенты в схеме реакции:

2HI + 2 FeCl3I2 + FeCl2 + HCl 6. Уравнением число атомов всех элементов в левой и правой частях уравнения реакции записываем уравнение реакции в молекулярной форме:

2HI + 2FeCl3I2 + 2FeCl2 + 2HCl Задача 6.

Методом електронного баланса подберите коэфициенты в следующем уравнении ОВР. Укажите окислитель, восстановитель и тип реакции.

Эталон решения:

1. Проставляем степени окисления элементов и выявляем те элементы которые меняют степень окисления.

Na+1N+3O2-2 + Br20 + H2+1O-2 Na+1N+5O3-2 + H+1Br- Меняет степень окисления азот и бром.

2. Составляем уравнение электронного баланса, определяем окислитель и восстановитель, проставляем дополнительные множители.

Восстановитель N+3 – 2 e N+5 2 1 процесс окисления Окислитель Br2 + 2e 2Br 2 1 процесс восстановления 3. Переписываем уравнение с коэффициентами.

NaNO2 + H2O + Br2 NaNO3 + 2HBr 4. Определяем тип ОВР, исходя из того, что обмен электронами происходит между разными атомами.

5. Вывод: данная ОВР относится к типу межмолекулярных окислительно – восстановительных реакций.

Задача 7.

Самостоятельно решить уравнение методом електронного баланса и определить тип реакции: KClO3 = O2 + KCl (Эталон ответа: сумма коэффициентов равна 7; тип реакции:

внутримолекулярная).

Задача 8.

Перманганат калия KMnO4 применяется в аналитической химии. Являясь окислителем KMn+7O4 может восстанавливаться до Mn+2, Mn+4 или Mn+6.

Продукты восстановления зависят от того, в какой среде идет реакция и при какой температуре.

MnO4 + 1e (OH) Подкисление проводят только серной кислотой H2SO K+1Mn+7O4-2 + Na2+1S+4O3-2 + H2+1S+6O4-2 Mn+2S+6O4-2 + Na2+1S+6O4-2 + K2+1S+6O4-2 + H2+1O- Эталон решения:

1. Расставляем степени окисления над элементами и выявляем те элементы, которые меняют степень окисления. Это Mn+7 и S+ 2. Выразим процесс электронными уравнениями и определим окислитель и восстановитель Окислитель 3. Проводим вертикальную черту и ставим дополнительные множители.

Количество принятых электронов должно быть равно количеству отданных электронов.

4. Расставляем коэффициенты в схеме реакции и уравниваем число атомов всех элементов в левой и правой части.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O Задача 9.

Самостоятельно решите два уравнения методом электронного баланса 1. KMnO4 + Na2SO3 + KOHK2MnO4 + Na2SO4 + H2O (Эталон ответа: сумма коэффициентов равна 9) 2. KMnO4 + Na2SO3 + H2OMnO2 + Na2SO4 + KOH (Эталон ответа: сумма коэффициентов равна 13)

НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ

ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ

Задание 1.

Условный заряд элемента может быть определен исходя из представления о количестве отданных или принятых атомов электронов при образовании химической связи. Укажите, данную характеристику элемента в соединении:

A. Электроотрицательность;

B. Валентность;

C. Степень окисления;

D. Энергия ионизации;

E. Сродство к электрону.

Задание 2.

Укажите, какая из приведенных реакций относится к окислительно – восстановительной:

A. Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2;

B. H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O;

C. Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S;

D. Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;

E. SO3 + H2O = H2SO4.

Задание 3.

Укажите, в каком из приведенных соединений содержится элемент в наивысшей для него степени окисления:

A. MnO2;

B. KClO4;

C. CrCl3;

D. FeCl2;

E. K2MnO4.

Задание 4.

Определите, какой из элементов может проявлять в соединениях степень окисления равную +6:

Задание 5.

Определите, какой из приведенных элементов может проявлять в соединениях и положительную и отрицательную степени окисления:

Задание 6.

Состав внешнего электронного слоя элементов в периодической системе по мере возрастания порядкового номера изменяется периодически. Укажите, как меняются окислительные свойства элементов в периодах слева направо:

A. Усиливаются;

B. Ослабевают;

C. Не меняются;

D. Зависит от количества принятых электронов;

E. Зависит от количества отданных электронов.

Задание 7.

Средство к электрону служит мерой окислительной способности атома.

Укажите, как меняются восстановительные свойства элементов в группах сверху вниз:

A. Усиливаются;

B. Не меняются;

C. Ослабевают;

D. Зависит от количества отданных электронов;

E. Зависит от количества принятых электронов.

Задание 8.

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в следующем уравнении ОВР:

Укажите, чему равна сумма стехиометрических коэффициентов в этом уравнении:

Задание 9.

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в следующем уравнении ОВР:

Укажите, чему равна сумма стехиометрических коэффициентов в данном уравнении:

Задание 10.

Перманганат калия KMnO4 обладает бактерицидным, дезинфицирующим действием, это объясняет его применение в медицине и в быту. Укажите, какая необходима среда реакции, чтобы фиолетовый раствор KMnO4 полностью обесцветился:

A. Кислая;

B. Окислительно-восстановительная;

C. Щелочная;

D. Нейтральная;

E. Сильно щелочная.

Эталоны ответов:

ХРОМАТОГРАФИЯ. КЛАССИФИКАЦИЯ МЕТОДОВ.

ИСПОЛЬЗОВАНИЙ В МЕДИЦИНСКОМ АНАЛИЗЕ.

АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ:

Хроматография – один из методов количественного и качественного анализа. Она сыграла важную роль в развитии биологической и медицинской наук, так как методы хроматографического анализа были использованы для разделения и очистки белков, аминокислот, пуринових и пиримидиновых оснований, углеводов и других биологически активних веществ.

В настоящее время хроматографические методы анализа так же находять широкое применение в медико-биологических исследованиях и в клинической практике, в первую очередь с целью диагностики. С помощью этого метода можно выявлять в биологических жидкостях различные микроэлементы, появляющиеся в случае той или иной патологии. Применение хроматографии позволяет осуществлять быструю диагностику при острах химических отравлениях и контролировать процесс детоксикации организма. Этот метод анализа дает возможность практически мгновенно определять содержание в крови алкоголя, наркотиков, летучих веществ, вызывающих токсикоманию.

Хроматография используется также и для допинг-контроля с целью обнаружения стимулирующих веществ в организме спортсменов. Особенно велика роль хроматографии в диагностике врожденных и приобретенных нарушений метаболизма – таких заболеваний, как сахарный диабет, подагра и т.п.

Хроматографический анализ карбонових кислот, принимающих участие в цикле Кребса и отвечающих за энергетическое обеспечение клеток, помог понять глубже процессы внутриклеточного метаболизма при разных патологических состояниях. Хроматографические исследования состава липидов крови способствовали установлению причин возникновения и лечения атеросклероза, помогли понять процессы внутриклеточного метаболизма.

Результаты хроматографического анализа дают важную информацию о состоянии здоровья человека, течении болезни, эффективности применения тех или иных лекарственных препаратов.

Таким образом, хроматография является ценным методом клинического контроля, который с успехом применяют в токсикологической и медицинской химии, судебной медицине, криминалистике, фармацевтической и клинической практике.

ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ:

ОБЩАЯ ЦЕЛЬ:

Уметь идентифицировать различные методы хроматографического анализа и применять их на практике.

КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ:

УМЕТЬ:

1. Идентифицировать различные виды хроматографического анализа в зависимости от физико-химического механизма разделения и техники выполнения.



Pages:   || 2 |
 
Похожие работы:

«А.М. Вязьмин, А.Л. Санников, Ж.Л. Варакина СОЦИАЛЬНО-МЕДИЦИНСКАЯ РАБОТА Учебное пособие 1 Федеральное агентство по здравоохранению и социальному развитию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования СЕВЕРНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ А.М. Вязьмин, А.Л. Санников, Ж.Л. Варакина СОЦИАЛЬНО-МЕДИЦИНСКАЯ РАБОТА Учебное пособие для студентов, обучающихся по специальности 040101.65 Социальная работа Архангельск 2008 УДК 364.442/. ББК 60.955+51. А.Н....»

«ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ВОЛГОГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ МИНИСТЕРСТВА ЗДРАВООХРАНЕНИЯ И СОЦИАЛЬНОЙ ПОЛИТИКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ (ГБОУ ВПО ВОЛГГМУ МИНЗДРАВСОЦПОЛИТИКИ РОССИИ) Утверждаю _ зав. кафедрой патологической физиологии, д.м.н., профессор Л.Н. Рогова МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА для студентов по проведению практических занятий дисциплины Патофизиология, патофизиология головы и шеи по специальности...»

«1 2 УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ВЫСШИХ УЧЕБНЫХ ЗАВЕДЕНИЙ Н.В. МИХАЙЛОВ А.И. БАРАНИКОВ КОНСТИТУЦИЯ И ЭКСТЕРЬЕР СВИНЕЙ Допущено Министерством сельского хозяйства Российской Федерации в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений по специальности 1104011 Зоотехния и 110305 технология производства и переработка сельскохозяйственной продукции П. Персиановский, 2007 3 УДК 636.4. ( 075,8) ББК 46. 5я 73 К 12 Рецензенты: Доктор сельскохозяйственных наук, профессор В.И. Щербатов...»

«ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ОРЕНБУРГСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ РОСЗДРАВА Кафедра факультетской педиатрии с курсом пропедевтики детских болезней АНАТОМО-ФИЗИОЛОГИЧЕСКИЕ ОСОБЕННОСТИ, МЕТОДИКА ИССЛЕДОВАНИЯ И СЕМИОТИКА ПОРАЖЕНИЙ КОЖИ И ПОДКОЖНОЙ КЛЕТЧАТКИ У ДЕТЕЙ Учебное пособие по пропедевтике детских болезней для студентов педиатрического факультета Оренбург - 2009 2 ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО...»

«Негосударственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Институт государственного администрирования (НОУ ВПО ИГА) Учебно-методический комплекс Павлова О.Е. Анатомия, физиология и патология органов слуха, речи и зрения специальность 050715.65 Логопедия Москва 2013 УДК Л Учебно-методический комплекс рассмотрен и одобрен на заседании кафедры Психологии 1 сентября 2013 г., протокол № Автор – Павлова О.Е., кандидат биологических наук, доцент кафедры психологии Рецензент –...»

«Обеспечение образовательного процесса иными библиотечно-информационными ресурсами и средствами обеспечения образовательного процесса, необходимыми для реализации заявленных к лицензированию образовательных программ Специальность Автор, наименование, место издания, издательство, год Количество Число издания экземпляров изучающих дисциплину Лечебное дело 060101 Акушерство.учеб. для студентов мед. вузов Савельева, Акушерство 537 432 Шалина, Сичинава, Панина, Курцер. - М. : ГЭОТАР-Медиа, 2009...»

«Федеральное агентство по образованию АМУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ГОУВПО АмГУ УТВЕРЖДАЮ Зав. кафедрой БЖД _А.Б.Булгаков _2007г. Основы физиологии человека УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС для специальности 280101 Безопасность жизнедеятельности в техносфере Составитель: Мирошниченко А.Н., доцент кафедры БЖД, канд. мед. наук Благовещенск 2007 г. Печатается по решению редакционно-издательского совета инженерно-физического факультета Амурского государственного университета А.Н. Мирошниченко...»

«СМОЛЕНСКИЙ ГУМАНИТАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Капиренкова О.Н. Лапшова О.А. ПЕДАГОГИЧЕСКАЯ ПСИХОЛОГИЯ Учебно-методическое пособие (для студентов заочной формы обучения, обучающихся по специальности 030301.65 (020400)-Психология) Смоленск, 2008 1 СОДЕРЖАНИЕ 1. Содержание учебной дисциплины. 4 2. Семинарские занятия.. 20 3. Самостоятельная работа студентов.. 44 4. Формы итогового контроля знаний. 51 5. Учебно-методическое обеспечение курса. 60 2 1. СОДЕРЖАНИЕ УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ Раздел 1....»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Амурский государственный университет Кафедра Безопасность жизнедеятельности УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ БЕЗОПАСНОСТИ ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ Основной образовательной программы по направлению подготовки (специальности) 280101.65 Безопасность жизнедеятельности в техносфере Благовещенск 2012 г. 2 ОГЛАВЛЕНИЕ 1....»

«ГБОУ ВПО АМУРСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ Кафедра госпитальной хирургии с курсом детской хирургии Зав.кафедрой – д.м.н., профессор Заслуженный врач РФ В.В. Яновой МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ Болезни оперированного желудка для самоподготовки студентов 5-го курса лечебного факультета по циклу Хирургические болезни. Благовещенск, 2012 Цель занятия: на основании знаний анатомии, физиологии желудка и двенадцатиперстной кишки, патогенеза, принципов оперативного лечения язвенной болезни,...»

«ТРУДЫ СИБИРСКИХ УЧЕНЫХ-МЕДИКОВ Иммунобиологические препараты событиями потенциалов мозга (ССПМ) и корковых взаимо­ для профилактики, лечения и диагно­ действий осуществляется поиск ЭЭГ-корреляторов, характе­ стики инфекционных заболеваний: ризующих основные этапы процесса восприятия времени. Учебное пособие / Е.П. Красножёнов, Исследуются особенности восприятия длительности про­ М.Р. Карпова, И.Н. Ильинских и др.; Под стых и комплексных стимулов, процессы актуализации дол­ ред. Е.П....»

«Учреждение Российской академии медицинских наук НИИ кардиологии Сибирского отделения РАМН Департамент здравоохранения Администрации Томской области УТВЕРЖДАЮ УТВЕРЖДАЮ Начальник Департамента здравоохранения Директор Учреждения РАМН Администрации Томской области НИИ кардиологии СО РАМН профессор Кобякова О.С. академик РАМН Карпов Р.С. _2011 г. _2011 г. ПОДГОТОВКА ПАЦИЕНТОВ К ЭНДОКАРДИАЛЬНОЙ РАДИОЧАСТОТНОЙ АБЛАЦИИ ФИБРИЛЛЯЦИИ ПРЕДСЕРДИЙ, ПОСЛЕОПЕРАЦИОННОЕ НАБЛЮДЕНИЕ Методическое пособие Томск УДК...»

«ИРКУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра коммунальной гигиены и гигиены детей и подростков ГИГИЕНИЧЕСКИЕ ТРЕБОВАНИЯ К Д Е Т С К О Й ОБУВИ (учебно-методическое пособие для студентов педиатрического факультета) Иркутск, 2010 Гигиенические требования к детской обуви: Учебно-методическое пособие/ Погорелова И.Г., Попов И.П., Макарова Л.И.- Иркутск: Изд-во ИГМУ, 2010 г. Учебно-методическое пособие подготовили под редакцией зав. кафедрой профессора Игнатьевой Л.П. сотрудники кафедры...»

«ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ВОЛГОГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ МИНИСТЕРСТВА ЗДРАВООХРАНЕНИЯ И СОЦИАЛЬНОЙ ПОЛИТИКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ (ГБОУ ВПО ВОЛГГМУ МИНЗДРАВСОЦРАЗВИТИЯ РОССИИ) Утверждаю зав. кафедрой патологической физиологии, д.м.н., профессор Л. Н. Рогова МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА для студентов по проведению практических занятий дисциплины Патофизиология, патофизиология головы и шеи по специальности...»

«Практикум по физиологии и этологии животных: [учебное пособие для высших аграрных учебных заведений по направлениям 111200 Ветеринария и 110400 Зоотехния], 2010, 302 страниц, 5953207700, 9785953207706, КолосС, 2010. В практикуме описаны методы исследования, методические приемы для оценки физиологических функций, поведения и адаптации животных. Для студентов вузов, обучающихся по специальностям Ветеринария и Зоотехния Опубликовано: 27th July Практикум по физиологии и этологии животных: [учебное...»

«Воронин Е.С., Сидоров М.А., Девришов Д.А., Федоров Ю.Н., Есепенок В.А., Юров К. П. ИНФЕКЦИОННЫЕ БОЛЕЗНИ Ж И В О Т Н Ы Х РАННЕГО ПОСТНАТАЛЬНОГО ПЕРИОДА Учебное пособие Допущено Учебно-методическим объединением высших учебных заведений РФ по образованию в области зоотехнии и ветеринарии для студентов высших учебных заведений в качестве учебного пособия по специальности - 65:111201- Ветеринария Москва 2008 Инфекционные болезни животных раннего постнатального п е р и о д а / Воронин Е.С., Девришов...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Уральский государственный университет им. А.М. Горького ИОНЦ Физика в биологии и медицине физический_ факультет _общая и молекулярная физика кафедра МЕДИЦИНСКАЯ БИОХИМИЯ Методические указания к освоению дисциплины Подпись руководителя ИОНЦ Бабушкин А.Н. Дата Екатеринбург 2007 УТВЕРЖДАЮ Руководитель ИОНЦ _Бабушкин А.Н._ (подпись) (дата) Методические указания к освоению...»

«Министерство здравоохранения и социального развития Российской Федерации Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования ИРКУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ (ГОУ ВПО ИГМУ Минздравсоцразвития России) Кафедра акушерства и гинекологии педиатрического факультета УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ для студентов специальности: Сестринское дело, 4 курс по изучению темы ТОКСИКОЗЫ (ГЕСТОЗЫ) БЕРЕМЕННЫХ Составители Флоренсов В.В., д.м.н., профессор Баряева О.Е.,...»

«Повышение устойчивости организма к неблагоприятным факторам при работе на компьютере. Методические рекомендации: Томск, 2011, 51 с. РАЗРАБОТАНЫ в соответствии с техзаданием РГНФ, проект № 10-06-64602а/Т Расширение психо-физиологических возможностей обучающихся при компьютерном доступе к социокультурным ресурсам. Ю.Н. Моргалёв, к.б.н., ст.н.с, директор Центра Биотест-Нано, ТГУ, доцент СибГМУ Т.Г. Моргалёва, к.б.н., ст.н.с, в.н.с. Центра Биотест-Нано ТГУ, доцент СибГМУ И.А. Гостева, м.н.с Центра...»

«КУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ КАФЕДРА БИОЛОГИЧЕСКОЙ ХИМИИ ПОСОБИЕ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ ПО БИОЛОГИЧЕСКОЙ ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ЛЕЧЕБНОГО, МЕДИКО-ПРОФИЛАКТИЧЕСКОГО, ПЕДИАТРИЧЕСКОГО ФАКУЛЬТЕТОВ КУРСК – 2003 УДК 57:54(072) Печатается по решению ББК 28,072я7 редакционно-издательского совета КГМУ Задания на самоподготовку по биологической химии для студентов лечебного, медико-профилактического, педиатрического факультетов / Под ред. проф. А.И. Конопли и проф. Л.Г. Прокопенко. - Курск:...»






 
© 2013 www.diss.seluk.ru - «Бесплатная электронная библиотека - Авторефераты, Диссертации, Монографии, Методички, учебные программы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.