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

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

Дано: Решение:

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

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.

Т = 300К M(С₅Н₁₀О₅) = 150 г·моль^-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, 1993. – С. 70 - 76.

2. Ершов Ю.А., Кононов А. М., Пузаков С.А. и др. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебное пособие для студентов мед. спец. вузов.- М.: Высшая школа, 1993. – С. 32 - 37.

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

4. 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

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, 1993. – С. 101-107.

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

3. Материалы лекций.

ЗАДАНИЕ №10

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

I. Подготовить ответы на следующие вопросы:

1. Буферные системы, их состав, свойства, классификация. Механизм буферного действия. Буферные растворы

2. Уравнение кислых буферных систем Гендерсона-Гассельбаха, его вывод и анализ. Зона буферного действия.

3. Буферная емкость. Факторы, влияющие на величину буферной емкости.

4. Биологическая роль буферных систем. Буферные системы крови: гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, белковая, водородкарбонатная, фосфатная, эфиры глюкозы и фосфорной кислоты различной степени замещенности.

5. Роль водородкарбонатной буферной системы в поддержании постоянства рН крови. Ацидоз. Алкалоз. Щелочной резерв крови.

II. Подготовиться к лабораторной работе «Буферные системы и их свойства».

III. Рассчитать рН для пяти ацетатных буферных систем, состоящих из уксусной кислоты и ацетата натрия, учитывая, что С(СН₃СОOН) = С(СН₃СОONa) = 0,1 моль·дм^-3, а соотношение объемов буферных компонентов [соль] / [кислота] составляет:

КдСН₃СООН = 1,76·10^-5.

IV. Решить задачу:

Рассчитать рН буферного раствора, состоящего из 80 см³ раствора NaH₂PO₄ c концентрацией С(NaH₂PO₄) = 0,12 моль·дм^-3 и 30 см³ раствора Na₂HPO₄ с концентрацией С(Na₂HPO₄) = 0,14 моль·дм^-3. Кд H₂PO₄^- = 6,2·10^-8.

Ответ: 6,84.

ЛИТЕРАТУРА:

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 1993. – С. 108-119.

2. Материалы лекций.

ЗАДАНИЕ №11

РУБЕЖНАЯ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №1

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.

15. Буферные системы, буферные растворы, их состав, свойства. Механизм действия.

16. Уравнение кислых буферных систем Гендерсона-Гассельбаха, его вывод и анализ. Зона буферного действия.

17. Буферная емкость, факторы, влияющие на буферную емкость.

18. Биологическая роль буферных систем. Буферные системы крови: гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, белковая, водородкарбонатная, фосфатная, эфиры глюкозы и фосфорной кислоты различной степени замещенности.

19. Водородкарбонатная буферная система, ее роль в поддержании постоянства рН крови. Ацидоз. Алкалоз. Щелочной резерв крови.

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. Буферные системы – Д.З. №10.

7. РН растворов – Д.З. №9.

ЛИТЕРАТУРА:

См. Д.З. № 1 – 10.

ЗАДАНИЕ №12

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.