Типовые задачи.

Задача №1: Вычислить осмотическое давление раствора неэлектролита, в 2 дм³ которого содержится 0,25 моль вещества при 20⁰С.

Дано: Решение:

V_р-ра = 2 дм³ = 2·10^-3 м³ p = C(x)·R·T или

T = 293К p = (0,25 / 2·10^-3) · 8,314 · 293 = 3,045·10⁵ Па =

R = 8,314 Дж·моль^-1·К^-1 = 304,5 кПа

p -? Ответ: p = 3,045 · 10⁵ Па.

Задача №2: При какой температуре (К) осмотическое давление раствора, содержащего 1,5 г хлорида калия в 1 дм³ раствора, составит 98450 Па?

Дано: Решение:

p = 98450 Па Для раствора электролита:

m(KCl) = 1,5 г Для электролита хлорида калия:

KCl «K⁺ + Cl^- (a» 1, n = 2)

Т -? i(KCl) = 1 + a·(n -1)

i(KCl) = 1 +1·(2-1) = 2

M(KCl) = 74,5 г·моль^-1

Ответ: T = 294,06 К.

Зададча №3: Вычислить массу рибозы С₅Н₁₀О₅, содержащуюся в 4 дм³ раствора при 27⁰С, если осмотическое давление раствора рибозы составляет 84802,8 Па.

Дано: Решение:

Т = 300К M(С₅Н₁₀О₅) = 150 г·моль^-1

R = 8,314 Дж·моль^-1·k^-1

m(С₅Н₁₀О₅) -?

Ответ: m(С₅Н₁₀О₅) = 20,4 г.

Задача №4: Сравните величины осмотических давлений растворов, содержащих в 1 дм³ соответственно 0,02 моль сахарозы (С₁₂Н₂₂О₁₁), NaCl, MgCl₂, FeCl₃ при 27⁰С.

Дано: Решение:

V_р-ров = 1 дм³ = 10^-3 м³ p = i·C(x)·R·T, т.е. при одинаковых величинах

n(x) = 0,02 моль С(x) и Т величины осмотических давлений растворов

Вещества: С₁₂Н₂₂О₁₁, NaCl, зависят от величины изотонического коэффициента (i):

MgCl₂, FeCl₃ i = 1 +a·(n - 1)

i (С₁₂Н₂₂О₁₁) = 1, т.к. для неэлектролитов a = 0,

Сравнить p_р-ров -? i(NaCl) = 2,

i(MgCl₂) = 3,

i(FeCl₃) = 4.

Таким образом: p (С₁₂Н₂₂О₁₁) = С(X)·R·T

p (NaCl) = 2·С(X)·R·T

p (MgCl₂) = 3·С(X)·R·T

p (FeCl₃) = 4·С(X)·R·T,

т.е. осмотическое давление будет больше в растворе FeCl₃.

Ответ: p будет больше в растворе FeCl₃.

III. Решить задачи:

1. При 0⁰С осмотическое давление раствора глюкозы С₆Н₁₂О₆ равно 56995,24 Па. Сколько граммов глюкозы содержится в 1 дм³ раствора? Ответ: m = 4,519 г.

2. Определить осмотическое давление раствора, содержащего 68,4 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ в 2 дм³ раствора при 27⁰С. Ответ: p = 249420 Па.

ЛИТЕРАТУРА:

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 2003. – С. 66 - 76.

2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. – М., 1989. – С.112 - 117.

3. Материалы лекций.

ЗАДАНИЕ №9

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ – pH.

I. Подготовить ответы на следующие вопросы:

1. Уравнение ионного произведения воды, его анализ.

2. Водородный и гидроксильный показатели среды.

3. Характеристика кислотности сред по величине pH.

4. Биологическое значение водородного показателя.

II. Разобрать решение типовых задач.

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ:

Задача №1: Рассчитать рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией вещества в растворе С(НСl) = 0,001 моль·дм^-3.

Дано: Решение:

С(HCl) = 0,001 моль·дм^-3 HCl «H⁺ + Cl^-, т.к. a = 1, то

[H⁺] = [HCl] = 10^-3 моль·дм^-3

рН -? pH = -lg [H⁺]

pH = -lg10^-3 = 3

Ответ: pH = 3.

Задача №2: Рассчитать pH раствора гидроксида калия с молярной концентрацией вещества в растворе C(KOH) = 1,5·10^-2 моль·дм^-3.

Дано: Решение:

С(KOH) = 1,5·10^-2 моль·дм^-3 KOH «K⁺ + OH^-, т.к. a = 1, то

[OH^-] = [KOH] = 1,5·10^-2 моль·дм^-3

рН -? pOH = -lg[OH^-]

pOH = -lg1,5·10^-2 = 1,82

pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH

pH = 14 – 1,82 = 12,18.

Ответ: pH = 12,18.

Задача №3: pH желудочного сока равен 1,65. Определить концентрации ионов [H⁺] и [OH^-] в желудочном соке.

Дано: Решение:

pH = 1,65 pH = -lg [H⁺]

lg [H⁺] = -pH Þ [H⁺] = 10^-pH

[H⁺] -? [H⁺] = 10^-1,65 = 0,0224 моль·дм^-3 = 2,24·10^-2 моль·дм^-3

[OH^-] -? [H⁺] · [OH^-] = 10^-14

Ответ: [H⁺] = 2,24·10^-2 моль·дм^-3

[OH^-] = 4,46·10^-13 моль·дм^-3.

III. Решить задачи:

1. Рассчитать рН и рОН слюны, если концентрация ионов водорода в ней составляет 1,78·10^-7 моль·дм^-3. Ответ: рН = 6,75; рОН = 7,25.

2. Физиологическое значение рН крови 7,36. Определить концентрацию ионов [H⁺] и [OH^-] в крови.

Ответ: [H⁺] = 4,37 · 10^-8 моль·дм^-3

[OH^-] = 2,29 · 10^-7 моль·дм^-3.

ЛИТЕРАТУРА:

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 2003. – С. 101-107.

2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. – М., 1989. – С. 142-146.

3. Материалы лекций.

ЗАДАНИЕ №10

РУБЕЖНАЯ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

Подготовиться к ответам на вопросы по следующим разделам курса общей химии:

I. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

1. Термодинамика. Основные понятия и термины. Система. Фаза. Классификация систем. Термодинамические параметры. Стандартные термодинамические параметры.

2. Термодинамические функции состояния системы. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики, формулировка, математическое выражение, философское значение, применение к биологическим системам.

3. Термодинамические функции состояния системы. Энтальпия. Энтропия. Энергия Гиббса. Химический потенциал.

4. Термохимия. Термохимические уравнения, их особенности. Закон Гесса. Энтальпии образования и сгорания. 1-ое и 2-ое следствия из закона Гесса, формулировки, математические выражения, примеры.

5. Понятия о коэффициенте калорийности пищи. Коэффициенты калорийности основных продуктов питания: белков, жиров и углеводов.

6. Второй закон термодинамики, его формулировки. Энтропия как критерий и энергия Гиббса как главный критерий возможности самопроизвольного протекания процессов.

7. Химическое равновесие, константа равновесия. Термодинамическая характеристика химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции, условия равновесия и направления обратимых химических реакций.

8. Принцип Ле-Шателье, зависимость направления обратимых химических реакций от термодинамических параметров.

9. Применение термодинамики к биологическим системам. Особенности организации живых систем. Энергия пищевых веществ (продуктов питания) как основной источник энергии для человеческого организма.

10. Термодинамическая характеристика пищевых веществ и продуктов жизнедеятельности. Стационарное состояние организма и механизмы его поддержания. Теорема Пригожина.

II. РАСТВОРЫ

1. Растворы. Классификация растворов. Способы выражения концентрации растворов.

2. Образование растворов. Термодинамика растворов. Влияние энтальпийного (DН) и энтропийного факторов (DS) на величину (DG) в процессе растворения веществ

3. Растворимость веществ. Влияние на растворимость природы компонентов и внешних факторов - температуры и давления.

4. Законы Генри и Дальтона. Горная болезнь. Эмболия. Кессонная болезнь.

5. Влияние на растворимость электролитов. Закон И.М. Сеченова, его значение в физиологии.

6. Электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации.

7. Сильные электролиты. Состояние ионов в растворах сильных электролитов. Межионное взаимодействие. Понятие об активности, коэффициент активности.

8. Ионная сила, ее математическое выражение, значение в биологических системах.

9. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов, его значение в кислой, щелочной и нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.

10. Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури. Протолиты. Показатель константы кислотности (рК_а).

11. Электронная теория кислот и оснований Льюиса. Понятие о мягких и жестких кислотах и основаниях.

12. Гидролиз. Виды гидролиза солей, привести примеры.

13. Количественные характеристики процесса гидролиза: константа и степень гидролиза. Биологическое значение процессов гидролиза.

14. Коллигативные свойства растворов. Осмос. Осмотическое давление. Биологическое значение осмоса.

III. ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

1. Титриметрический анализ, его принципы и требования. Титрование. Фиксирование момента эквивалентности. Количественные расчеты в титриметрическом анализе.

2. Сущность метода нейтрализации. Ацидиметрия. Алкалиметрия. Применение метода в клинических и санитарно-гигиенических анализах.

3. Индикаторы метода нейтрализации. Ионная теория действия индикаторов Оствальда.

4. Зона переходной окраски индикаторов. Показатель титрования индикаторов (рТ). Выбор индикаторов с учетом значений рТ, привести примеры.

5. Оксидиметрия: сущность метода, классификация, способы фиксирования момента эквивалентности. Принцип расчета молярной массы эквивалентов окислителей и восстановителей.

6. Перманганатометрия: принцип метода, фиксирование момента эквивалентности, применение метода в медицине.

7. Окислительное действие перманганата калия в кислой, щелочной и нейтральной средах.

8. Приготовление раствора перманганата калия – титранта, условия его хранения.

IV. ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ

1. Способы выражения концентрации растворов – Д.З. №1.

2. Введение в титриметрический анализ – Д.З. №2.

3. Перманганатометрия – Д.З. №5.

4. Осмотическое давление растворов – Д.З. №8.

5. Элементы химической термодинамики – Д.З. № 6 и 7.

6. РН растворов – Д.З. №9.

ЛИТЕРАТУРА:

См. Д.З. № 1 – 9.

ЗАДАНИЕ №11

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ. МЕТОД КОМПЛЕКСОНОМЕТРИИ.

I. Подготовить ответы на следующие вопросы:

1. Комплексные соединения. Строение комплексных соединений согласно теории А. Вернера (комплексообразователи, лиганды, координационные числа, внутренняя и внешняя сфера).

2. Заряд комплексного иона. Катионные, анионные, нейтральные комплексные соединения, их номенклатура. Примеры.

3. Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости, уравнение изотермы.

4. Моно- и полидентатные лиганды. Хелаты. Комплексоны. Трилон «Б». Краун–эфиры.

5. Значение комплексных соединений в биологии и медицине.

II. Подготовиться к лабораторной работе «Определение общей жесткости воды комплексонометрическим методом».

III. Подготовиться к тестированному контролю по теме «Комплексные соединения». Разобрать решение типовых задач.

Дата добавления: 2015-07-25