WWW.DISS.SELUK.RU

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

 

ДОНЕЦКИЙ НАЦИОНАЛЬНИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

им. М. ГОРЬКОГО

Кафедра химии

Методические рекомендации для самостоятельного изучения

внеаудиторных тем по дисциплине «Медицинская химия»

для студентов І курса стоматологического факультета

Донецк – 2012

0

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;

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;

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 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:

СОДЕРЖАНИЕ

п/п Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Роль гидролиза в биохимических процессах.

Равновесие в гетерогенных системах. Образование и растворение осадков. ПР.

Роль окислительно-восстановительных реакций в процессах жизнедеятельности.



 
Похожие работы:

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

«ПРИОРИТЕТНЫЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ПРОЕКТ ОБРАЗОВАНИЕ РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ДРУЖБЫ НАРОДОВ А.М. ХОДОРОВИЧ, И.В. РАДЫШ, А.И. КРУПНОВ, О.В. МАСЛОВА МЕДИКО-ПСИХОЛОГИЧЕСКАЯ АДАПТАЦИЯ ИНОСТРАННЫХ ГРАЖДАН В УСЛОВИЯХ МЕГАПОЛИСА Учебное пособие Москва 2008 Инновационная образовательная программа Российского университета дружбы народов Создание комплекса инновационных образовательных программ и формирование инновационной образовательной среды, позволяющих эффективно реализовывать государственные интересы РФ...»

«ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ КУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФАРМАЦЕВТИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ КАФЕДРА БИОЛОГИЧЕСКОЙ ХИМИИ ПОСОБИЕ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ ПО БИОЛОГИЧЕСКОЙ ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ФАРМАЦЕВТИЧЕСКОГО ФАКУЛЬТЕТА, ЗАОЧНОГО ОТДЕЛЕНИЯ КУРСК – 2005 УДК: 54:57 (072) ББК: 24:28 Я7 Печатается по решению редакционноиздательского совета КГМУ Пособие для самоподготовки по биологической химии...»

«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:...»

«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.,...»

«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...»

«УО Витебская ордена Знак Почета государственная академия ветеринарной медицины Кафедра химии БИОХИМИЯ ГЕТЕРОЦИКЛИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ: [электронный ресурс] Позывайло Оксана Петровна, Елисейкин Дмитрий Владимирович, Соболев Дмитрий Тенгизович Биохимия водно-минерального обмена: учеб.-метод. пособие / П 63 О.П. Позывайло, Д.В. Елисейкин, Д.Т. Соболев. – Витебск: УО ВГАВМ, 2007. – 27 с. Витебск УО ВГАВМ 2007 © Позывайло О.П., Елисейкин Д.В., Соболев Д.Т., 2007 © УО Витебская ордена Знак Почета...»

«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...»

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

«МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯИЯ РОССИИ Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования ИРКУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ (ГБОУ ВПО ИГМУ Минздрава России) Курс лечебной физкультуры и спортивной медицины УЧЕБНАЯ ДИСЦИПЛИНА ЛЕЧЕБНАЯ ФИЗКУЛЬТУРА И ВРАЧЕБНЫЙ КОНТРОЛЬ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ АУДИТОРНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ специальности: 060103 (040200) – Педиатрия (ПЕД), 5 курс ТЕМА ЗАНЯТИЯ: ЛФК В СИСТЕМЕ МЕДИЦИНСКОЙ РЕАБИЛИТАЦИИ. ОСНОВЫ...»

«Рецензенты: доктор биологических наук, профессор Панов Валерий Петрович — МСХА; доктор сельскохозяйственных наук, профессор Груздев Николай Васильевич — зав. кафедрой частной зоотехнии РУДН. Блохин Г. И. и др. К64 Кинология. Учебное пособие для вузов / Г. И. Блохин, М. Ю. Гладких, А. А. Иванов, Б. Р. Овсищер, М. В. Сидорова — М.: ООО Издательство Скрипторий 2000, 2001. - 432 с. с ил. Учебное пособие включает сведения по анатомии, физиологии, кормлению, содержанию, разведению и генетике собак....»

«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...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования ГОРНО-АЛТАЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра анатомии, физиологии человека и животных ВОЗРАСТНАЯ АНАТОМИЯ И ФИЗИОЛОГИЯ Учебно-методический комплекс Для студентов, обучающихся по специальностям 050102 Биология 050301 Русский язык и литература, 050302 Родной язык и литература Горно-Алтайск РИО Горно-Алтайского госуниверситета 2008 Печатается по решению методического совета...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего профессионального образования Казанский (Приволжский) федеральный университет Балтина Т.В. Методические материалы для самостоятельной работы студентов по курсу Биология человека Казань – 2012 УДК 612.1/.8 Печатается по решению Редакционно-издательского совета ФГАОУ ВПО Казанский (Приволжский) федеральный университет методической комиссии биолого-почвенного факультета...»

«Министерство здравоохранения Республики Беларусь Белорусская медицинская академия последипломного образования А.М.Пристром АРТЕРИАЛЬНАЯ ГИПЕРТЕНЗИЯ БЕРЕМЕННЫХ: ДИАГНОСТИКА, КЛАССИФИКАЦИЯ, КЛИНИЧЕСКИЕ ФОРМЫ Учебное пособие Минск 2011 УДК 616.12-008.331.1:618.2]-07-036.1(075.9) ББК 54.10+57.16я73 П 77 Рекомендована к печати Советом БелМАПО протокол № 5 от 13.09.2011 г. Автор: Заведующий кафедрой кардиологии и ревматологии БелМАПО, доктор медицинских наук, доцент А.М.Пристром Рецензенты: Директор...»

«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...»

«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...»

«УО Витебская ордена Знак Почета государственная академия ветеринарной медицины Кафедра химии БИОХИМИЯ ГЕТЕРОЦИКЛИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ: [электронный ресурс] Котович Игорь Викторович, Елисейкин Дмитрий Владимирович Биохимия гетероциклических соединений: учеб.-метод. пособие К 73 / И.В. Котович, Д.В. Елисейкин. – Витебск: УО ВГАВМ, 2006. – 50 с. Витебск УО ВГАВМ 2006 © Котович И.В., Елисейкин Д.В., 2006 © УО Витебская ордена Знак Почета государственная академия ветеринарной медицины, МИНИСТЕРСТВО...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования ГОРНО-АЛТАЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра безопасности жизнедеятельности и анатомии, физиологии ФИЗИОЛОГИЯ ФИЗИЧЕСКОГО ВОСПИТАНИЯ И СПОРТА Учебно-методический комплекс Для студентов, обучающихся по специальности 050720 Физическая культура Горно-Алтайск РИО Горно-Алтайского госуниверситета 2008 Печатается по решению...»

«Министерство здравоохранения России Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования ИРКУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ (ГБОУ ВПО ИГМУ Минздрава России) Кафедра педиатрии №2 Кожа и ее придатки, подкожный жировой слой. Учебно-методическое пособие для иностранных студентов ИРКУТСК ИГМУ 2013 1 УДК [616-053.2:612.79 (075.8)] ББК 57.319я73 В 19 Рекомендовано ФМС педиатрического факультета ГБОУ ВПО ИГМУ Минздрава России в качестве...»






 
© 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.