Методические указания студентам

Рекомендуется изучить материал каждого занятия с использованием учебной литературы, проверить полученные знания по предлагаемым к каждому

занятию вопросам для самоконтроля.

Лабораторно-практическое занятия №1

Тема: Предмет и задачи общей химии. Растворы. Способы выражения

концентраций.

Содержание занятия

1. Правила техники безопасности при работе в химических лабораториях

2. Определение исходного уровня знаний студентов по химии 3. Семинар 3.1. Предмет и задачи общей химии. Значение общей химии для биологии и медицины 3.2. Методы химического анализа 3.3. Качественный и количественный анализ 3.4. Критерии чистоты химических соединений, реактивов 3.5. Способы очистки веществ 3.6. Химические и физико.химические методы исследования в медицине и биологии 3.7. Классификация дисперсных систем. Растворы. Способы выражения концентрации растворов (массовая, мольная и объемная доли растворенного вещества, молярная концентрация) 4. Лабораторная работа 4.1. Знакомство с химической посудой 4.2. Очистка веществ методом перекристаллизации 4.3. Определение температуры плавления Лабораторно-практическое занятия № Тема: Растворы. Приготовление растворов заданной концентрации.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Способы выражения концентрации растворов (молярная концентрация эквивалента, титр, моляльность) 1.2. Приготовление растворов заданной концентрации 2. Лабораторная работа 2.1. Приготовление раствора из фиксанала 2.2. Приготовление титрованного раствора из точной навески исходного вещества 2.3. Приготовление раствора заданной концентрации из концентрированного раствора Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. — М.: Высш. шк., 2000. — С. 42–49.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенныхэлементов:учеб.пособиедлямед.спец.вузов/А.В.Бабков [и др.]. — М.: Высш. шк., 2001. — С. 5–16.

3. Линева, А.Н. Растворы: учеб..метод. пособие / А.Н. Линева, Е.В. Красильникова, В.Н. Латяева. — Нижний Новгород: Изд.во НГМА, 2001. — С. 3–10.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Какой объем 50,49% раствора H2SO4 ( = 1,4 г/см3) потребуется для приготовления 250 мл 0,2 н. раствора серной кислоты ( 1 г/см3)? Вычислить массовую долю H2SO4 в полученном растворе.

2. Сколько граммов Na2SO410H2O потребуется для приготовления 100 мл 8% раствора Na2SO4 ( = 1,072 г/см3)? Определить молярную долю и молярность полученного раствора сульфата натрия.

3. Сколько граммов KI потребуется для приготовления 100 мл 0,1 н. раствора иодида калия? Определить массовую и молярную долю KI в полученном растворе ( 0,1 н. р-ра 1,0 г/см3).

4. Сколько граммов 10%-го раствора хлорида кальция ( = 1,083 г/см3) потребуется для приготовления 200 мл 2%-го раствора ( = 1,015 г/см3)? Рассчитать молярную долю, молярность, нормальность и титр полученного раствора.

5. Навеску кристаллогидрата щавелевой кислоты Н2С2О42Н2О (3,2973 г) растворили в мерной колбе на 500 мл. Определить молярность, нормальность и титр полученного раствора кислоты.

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Кислотно-основный метод титриметрического анализа (метод нейтрализации).

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Классификация методов титриметрического анализа (нейтрализация, оксидиметрия, осаждение, комплексонометрия) 1.2. Основы титриметрического анализа. Закон эквивалентов 1.3. Теоретические основы кислотно-основного титрования (метода нейтрализации) 1.4. Определяемые вещества в методе нейтрализации 1.5. Исходные вещества в титриметрическом анализе и требования, предъявляемые к ним 1.6. Основные рабочие растворы метода нейтрализации. Титрованные растворы: приготовленные и установленные 1.7. Кривые титрования и выбор индикатора в методе нейтрализации 1.8. Методика установки нормальности и титра рабочих растворов метода нейтрализации 1.9. Расчет нормальности и титра исследуемых растворов:

а) из соотношения объемов и нормальностей;

б) через титр по определяемому веществу 1.10. Применение растворов щелочей и кислот известной концентрации в лабораторно-клиническом анализе 1.11. Применение реакции нейтрализации в фармакотерапии: лекарственные средства с кислотными и основными свойствами 1.12. Мерная посуда. Техника работы в объемном анализе 2. Учебно-исследовательская работа студентов (УИРС) 3. Лабораторная работа 3.1. Определение нормальной концентрации и титра щелочи по титрованному раствору щавелевой кислоты 3.2. Определение нормальной концентрации и титра кислоты по установленному раствору щелочи Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов:учебникдлямед.спец.вузов/Ю.А.Ершов[идр.]. —М.:Высш. шк., 2000. — С.

119 – 120.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенныхэлементов:учеб.пособиедлямед.спец.вузов/Ю.А.Ершов [и др.] – М.: Высш. шк., 2000. — С. 17 – 40.

3. Алексеев, В.А. Количественный анализ / В.А. Алексеев. — М.: «Химия», 1972. — 504 с.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Вычислить молярную концентрацию эквивалента и титр раствора HCl, если на титрование 6,0 мл исследуемого раствора пошло 9,0 мл 0,02 н. раствора NaOH.

Чему равна масса декагидрата тетрабората натрия (буры) Na2B4O7·10H2O, 2.

если на титрование затрачено 15,1 мл соляной кислоты с концентрацией 0,1030 моль/л?

В мерную колбу вместимостью 100 мл поместили пробу концентрированного раствора муравьиной кислоты массой 4,64 г и разбавили водой до метки. На титрование 20,0 мл полученного раствора затрачено 14,4 мл 0, М раствора KOH. Рассчитать массовую долю муравьиной кислоты в исходном растворе.

Рассчитать нормальную концентрацию и титр раствора азотной кислоты, 4.

если на титрование 10 мл этого раствора расходуется 18,3 мл гидроксида натрия с титром 0,004153 г/мл.

Определить нормальную концентрацию и титр раствора гидроксида натрия, если на титрование 15,0 мл этого раствора затрачено 14,2 мл раствора серной кислоты с титром по NaOH равным 0,006734 г/мл.

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Окислительно-восстановительные реакции. Оксидиметрия. Перманганатометрия.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Окислительно-восстановительные реакции (редокс-реакции). Окислители и восстановители 1.2. Степень окисления, изменение ее в окислительно-восстановительных реакциях 1.3. Эквивалент окислителей и восстановителей 1.4. Направление окислительно-восстановительных реакций. Понятие об окислительно-восстановительном потенциале 1.5. Методика составления уравнений окислительно-восстановительных реакций 1.6. Окисление — восстановление в жизнедеятельности 1.7. Оксидиметрия — метод количественного определения окислителей и восстановителей. Классификация методов оксидиметрии 1.8. Перманганатометрия. Условия перманганатометрических определений.

2. Лабораторная работа 2.1. Определение нормальности и титра перманганата калия по титрованному приготовленному раствору оксалата натрия 2.2. Определение нормальности и титра пероксида водорода по установленному раствору перманганата калия Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов:учебникдлямед.спец.вузов/Ю.А.Ершов[идр.]. —М.:Высш. шк., 2000. — С.

131–139.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенныхэлементов:учеб.пособиедлямед.спец.вузов/А.В.Бабков [и др.]. — М.: Высш. шк., 2001. — С. 41–47.

3. Линева, А.Н. Растворы: учеб..метод. пособие / А.Н. Линева, Е.В. Красильникова, В.Н. Латяева. — Н. Новгород: Изд.во НГМА, 2001. — С. 3–7.

4. Слесарев, В.И. Химия. Основы химии живого / В.И. Слесарев. – С.Пб.: Химиздат, 2000. — С. 208–242.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Какой тип реакций положен в основу метода оксидиметрии? Что следует понимать под процессами окисления и восстановления?

2. Какие вещества называются окислителями, а какие восстановителями?

Приведите примеры.

3. Определить степень окисления:

а) марганца в K2MnO4;

б) серы в Cr2(SO4)3;

в) хрома в K2Сr2O7.

4. Как рассчитать эквиваленты окислителя и восстановителя? Является ли молярная масса эквивалента вещества постоянной величиной? Приведите примеры.

5. Подобрать коэффициенты электронно-ионным методом (методом полуреакций) и рассчитать молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя в следующих реакциях:

а) FeSO4 + HNO3 + H2SO4 Fe2(SО4)3 + NO + H2О;

б) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SО4)3 + MnSO4 + H2О + K2SO4;

в) CrCl3 + KMnO4 + KOH K2CrО4 + KCl + H2О + MnO2;

г) CrCl3 + H2O2 + KOH K2CrО4 + KCl + H2О;

д) MnCl2 + H2O2 + KOH H2MnО3 + KCl + H2О;

е) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2О;

ж) K2Cr2О7 + KI + H2SO4 Cr2(SО4)3 + H2О + K2SO4 + I2;

з) K2Cr2О7 + H2SO4 + Na2SO3 Cr2(SО4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2О;

и) Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2О;

к) Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2О;

л) SnCl2 + BiCl3 + KOH K2SnО4 + KCl + H2О + Bi.;

м) CrCl3 + Br2 + KOH K2CrО4 + KCl + KBr + H2О;

о) KCrO2 + Br2 + KOH K2CrО4 + KBr + H2О;

Написать уравнение реакции, лежащее в основе метода перманганатометрии.

Что используют в перманганатометрии в качестве рабочих растворов?

Какие соединения используются для установления нормальности и титра перманганата калия? Какова методика определения концентрации KMnO4?

Какое вещество является индикатором в перманганатометрии?

Что называется автокатализом?

10.

Каковы условия перманганатометрических определений?

11.

Определить молярную концентрацию эквивалента и титр раствора пероксида водорода, если на титрование 5,0 мл этого раствора израсходовалось 6,5 мл 0,0208 н. раствора KMnO4.

Определить титр пероксида водорода, если на титрование 20 мл раствора 13.

14. Рассчитать титр раствора перманганата калия по железу, если нормальная концентрация раствора KMnO4 составляет 0,0143 моль/л.

15. Какой объем раствора перманганата калия, титр которого 0,002165 г/мл, необходимо взять для приготовления 500 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,0250 моль/л?

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Оксидиметрия. Йодоетрия.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Метод йодометрии. Рабочие растворы в йодометрии. Условия йодометрических определений 1.2. Уравнения реакций, лежащие в основе метода йодометрии 1.3. Окислители и восстановители в йодометрии 1.4. Определение эквивалентной точки в йодометрии. Индикаторы метода 1.5. Применение йодометрического метода в лабораторно-клинических и санитарно-гигиенических исследованиях 2. Лабораторная работа 2.1. Определение нормальности и титра раствора тиосульфата натрия по приготовленному титрованному раствору дихромата калия 2.2. Определение нормальности и титра раствора йода по установленному титрованному раствору тиосульфата натрия 3. Контрольная работа Способы выражения концентрации растворов. Титриметрический метод анализа Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. – М.: Высш. шк., 2000. — С. 131–139.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенныхэлементов:учеб.пособиедлямед.спец.вузов/А.В.Бабков [и др.]. — М.: Высш. шк., 2001. — С. 47–53.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Написать уравнения реакций, лежащих в основе метода йодометрии.

Какие рабочие растворы окислителей и восстановителей применяются в йодометрии?

Какой индикатор применяется в йодометрии?

Почему дихромат калия применяют в йодометрии в качестве исходного вещества?

Написать уравнения, лежащие в основе метода заместительного йодометрического титрования. В какой среде протекают эти взаимодействия?

Закончить ОВР, подобрать коэффициенты электронно-ионным методом, рассчитать молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя в следующих реакциях:

В медицине применяются 5 – 10%-ные спиртовые растворы йода для обработки ран, ссадин, операционного поля. Какой объем 5%-ного спиртового раствора йода можно приготовить из 10 г кристаллического йода? Плотность раствора 0,950 г/мл. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента 5%-ного раствора йода.

Раствор Люголя, применяющийся в ЛОР-практике для смазывания слизистой оболочки полости рта и горла, содержит 17 мл воды, 1 г йода и 2 г йодида калия. Рассчитать массовые и молярные доли йода и йодида калия в растворе Люголя.

На титрование 10,0 мл раствора йода израсходовано 8,5 мл раствора тиосульфата натрия. Определить молярную концентрацию эквивалента (нормальность) и титр раствора йода, если титр раствора тиосульфата натрия равен 0,005783 г/мл.

10. Для определения содержания активного хлора в белильной извести навеску 1,0246 г растворили в мерной колбе на 100 мл. К 5 мл полученного раствора добавили избыток раствора йодида калия и, через некоторое время, оттитровали тиосульфатом натрия. На титрование израсходовалось 17,4 мл 0,02 н. раствора Na2S2O3. Определить массовую долю активного хлора в белильной извести.

11. Какую массу навески сульфата железа (II), содержащего 98,5% чистого вещества, следует взять для приготовления 250 мл раствора, 1 мл которого соответствует 0,0125 г I2?

12. Какая масса йода требуется для получения 1 л раствора с Лабораторно-практическое занятия № Тема: Элементы химической термодинамики.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Основные понятия термодинамики: система; типы систем (изолированные, закрытые, открытые); интенсивные и экстенсивные параметры системы; функции состояния системы; внутренняя энергия; работа и теплота — формы передачи энергии; термодинамические процессы (изотермические, изобарные, изохорные); термодинамически обратимые (равновесные) и необратимые процессы; стандартное состояние 1.2. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества, стандартная энтальпия сгорания вещества 1.3. Стандартная энтальпия химической реакции. Закон Гесса, следствия из закона Гесса. Энтальпии фазовых переходов и растворения 1.4. Второе начало термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированных и закрытых системах; роль энтальпийного и энтропийного факторов. Термодинамические условия равновесия 1.5. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Стандартная энергия Гиббса химической реакции 1.6. Примеры экзергонических и эндергонических процессов, протекающих в организме. Принцип энергетического сопряжения 1.7. Химическая термодинамика как теоретическая основа химических процессов и биоэнергетики 2. Лабораторная работа 2.1. Определение энтальпии реакции нейтрализации 2.2. Определение энтальпии гидратации сульфата меди II) Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. – М.: Высш. шк., 2000. — С. 10–32.

2. Ленский, А.С. Введение бионеорганическую и биофизическую химию / А.С.

Ленский. — М.: Высш. шк., 1989. — С. 6–33, 40–54.

3. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. пособие для мед. спец. вузов / А.В. Бабков [и др.]. – М.: Высш.

шк., 2001. — С. 55–66.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции образования аммиака по стандартным энтальпиям реакций:

2. Определить стандартную энтальпию сгорания этилового спирта:

по стандартным энтальпиям образования веществ (см.табл.).

3. Вычислить стандартную энтальпию биохимического брожения глюкозы:

если стандартные энтальпии сгорания глюкозы и этилового спирта равны соответственно –2801,69 и –1366,6 кДж/моль. Определить знак S.

4. Вычислить стандартную энтальпию реакции: CaCO3 (тв) = CaO(тв) + СО2 (г), используя стандартные энтальпии образования веществ (см.табл.).

5. Вычислить энергию Гиббса (G0) при 298 К и 310 К для реакции Зависимостью Н и S от температуры пренебречь.

6. Вычислить стандартную энергию Гиббса (G0) реакции восстановления магнетита: Fe3O4 (тв) + 4Н2 (г) = 3Fe(тв) + 4Н2О(г) по стандартным термодинамическим величинам.

7. Вычислить стандартную энергию Гиббса (G0) реакции:

-D-Глюкоза (р-р) + О2 (г) если известно, что стандартные энергии Гиббса образования веществ соответственно равны:

-D-Глюкоза 916,34, пируват 474,18, вода 236,96 кДж/моль.

8. Определить, может ли процесс: S (ромбич.) S (монокл.) идти слева направо при Т = 298 К. Если нет, то при какой температуре это станет возможно? (см.

табл.).

9. Рассчитать температуру, при которой две формы CaCO3 – кальцит и аргонит – находятся в равновесии при давлении 1 атм. Необходимые термодинамические величины взять из таблицы.

10. Энтальпия реакции гашения извести равна –66,9 кДж/моль. Сколько теплоты выделится при гашении 1 кг 85%-ной извести?

11. Энтальпия сгорания углеводов в организме человека составляет – 17,55 кДж/г, белков – 16,72 кДж/г, жиров – 39,29 кДж/г. Среднесуточная потребность в белках, жирах и углеводах для студентов – мужчин составляет соответственно 113 г, 106 г, 451 г, для студентов – женщин 96 г, 90 г, 383 г. Какова среднесуточная потребность студентов в энергии?

12. Используя значение энтальпий сгорания белков, жиров и углеводов (задача 11) рассчитать энергетическую ценность перловой каши (67 г крупы). В г крупы содержится 9,3 г белков, 1,1 г жиров и 73,7 г углеводов.

13. При растворении 2,67 г SrCl2·6Н2О (Р = const) в воде поглощается 309 Дж теплоты, а при растворении 31,8 г SrCl2 выделяется 9,52 кДж теплоты. Вычислите Н образования кристаллогидрата.

14. В калориметре смешали 100 мл 1н. HCl и 50 мл 2 н. NaOH, температура поднялась на 8,9 градуса. Вычислить Н нейтрализации, принимая удельную теплоемкость раствора равной 4,18 Дж/(г·К).

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Элементы кинетики биохимических и химических реакций.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Предмет и основные понятия химической кинетики 1.2. Скорость реакции; средняя скорость и истинная скорость 1.3. Классификация реакций: гомогенные, гетерогенные, простые и сложные (параллельные, последовательные, сопряженные, цепные) 1.4. Молекулярность реакции. Порядок реакции 1.5. Зависимость скорости реакции от концентрации. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого и второго порядков. Константа скорости реакции.

Период полупревращения. Экспериментальные методы определения скорости, константы скорости и порядка реакции 1.6. Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Энергетический профиль реакции.

Теории активных соударений и переходного состояния 1.7. Гомогенный и гетерогенный катализ. Энергетический профиль каталитической реакции. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса — Ментен 1.8. Особенности кинетики гетерогенных химических реакций 2. Лабораторная работа 2.1. Определение скорости и порядка реакции разложения тиосульфата натрия 2.2. Определение порядка реакции окисления йодид-ионов ионами трехвалентного железа Литература:

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. – М.: Высш. шк., 2000. — С. 391–422.

2. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию / А.С. Ленский. — М.: Высш. шк., 1989. — С. 55–79.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Образование хлористого нитрозила подчиняется кинетическому уравнению третьего порядка:

Оценить, как изменится скорость реакции:

а) при уменьшении концентрации оксида азота (II) в 2 раза;

б) при увеличении концентрации хлора в 2 раза.

2. Раствор лекарственного вещества содержит 1500 активных единиц в 1 мл.

Через 20 дней концентрация активных единиц снижается до 120 единиц в мл. Рассчитать константу скорости и период полупревращения, если реакция протекает по первому порядку.

3. Температурный коэффициент скорости разложения йодоводорода равен 2.

Вычислить константу скорости этой реакции при 684 К, если при 629 К константа скорости равна 8,9105 л/(мольc).

4. Как изменится скорость окисления глюкозы в организме при снижении температуры с 37° до 35,5°С, если температурный коэффициент скорости реакции 5. Вычислить энергию активации реакции разложения диоксида азота:

если константы скорости этой реакции при 600 К и 640 К соответственно равны 83,9 и 407,0 лмоль1.с1.

6. Константа скорости распада пенициллина при 37°С равна 0,0216 час1, а при 43°С – 0,040 час1. Определить температурный коэффициент скорости и энергию активации реакции.

7. Фермент может в миллион раз повысить скорость биохимической реакции в человеческом организме (37°С). Чему должно быть равно изменение энергии активации данной реакции (Еакт = Еакт – Ек акт), чтобы стал возможным такой эффект?

8. Период полураспада радиоактивного изотопа 137 Cs равен 29,7 лет. Через сколько лет количество этого изотопа, попавшего в атмосферу в результате аварии на АЭС, уменьшится на 99%?

9. Изотоп 131I, применяющийся для лечения некоторых опухолей, имеет период полураспада 8,1 суток. Через какое время содержание радиоактивного йода в организме пациента уменьшится в 5 раз?

10. Гидролиз некоторого синтетического гормона (фармпрепарата) является реакцией первого порядка с константой скорости 0,25 лет-1 (37°С). Как изменится концентрация этого гормона через 2 месяца?

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Термодинамические и кинетические условия химического равновесия.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Обратимые и необратимые химические реакции. Динамическое равновесие 1.2. Константа равновесия. Зависимость константы равновесия от природы реагирующих веществ и температуры. Константа равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций 1.3. Термодинамические условия химического равновесия. Взаимосвязь константы равновесия и энергии Гиббса. Уравнение изотермы и изобары химической реакции 1.4. Прогнозирование смещения химического равновесия при изменении параметров. Принцип Ле — Шателье — Брауна 1.5. Гомогенные и гетерогенные равновесия в живом организме 2. Лабораторная работа 2.1. Влияние концентрации на смещение равновесия 2.2. Влияние температуры на смещение равновесия 3. Контрольная работа Элементы химической термодинамики и кинетики. Химическое равновесие Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. — М.: Высш.шк., 2000. — С. 32–42.

2. Ленский, А.С. Введение бионеорганическую и биофизическую химию / А.С. Ленский. – М.: Высш. шк., 1989.— С. 33–40.

3.Конспект лекций.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Написать выражения констант равновесия для следующих реакций:

1) СО(г.)+Cl2(г.) COCl2(г.) 4) NH3(p-р) +H2O(ж.) 5) CH3COOH(p-p) 7) [HgI4]2-(р-р) 8) MgCO3(кр.)+4H2O(г.) MgO(кр.)+CO2(г.) 9) 3Fe(кр.)+ 4H2O(г.) Fe3O4(кр.)+4H2(г.) В чем различие записи выражения констант равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций?

2. Какое значение имеет константа равновесия, если G0 = 0?

3. Какое значение имеет G0, если константа равновесия равна 1?

4. Скорость какой из двух взаимнопротивоположных реакций увеличивается при нагревании равновесной системы?

5. Влияет ли катализатор на положение равновесия и почему? Зависит ли значение константы равновесия от катализатора?

6. При состоянии равновесия в системе Равновесные концентрации участвующих веществ равны: [N2]р = моль/л, [H 2]р = 9 моль/л, [NН3]р = 4 моль/л. Определить:

а) исходные концентрации водорода и азота;

б) в каком направлении сместится равновесие с ростом температуры?

7. При некоторой температуре равновесие в системе:

установилось при следующих концентрациях:

[NО2]р = 0,06 моль/л, [NО]р = 0,24 моль/л, [О2]р = 0,12 моль/л.

Определить константу равновесия реакции и исходную концентрацию оксида азота (IV).

8. В каком направлении сместится равновесие следующих обратимых реакций:

а) 2СО(г.) + О2 (г.) б) С(граф.) +Н2О(г.) СО(г.)+ Н2; H = 129,9 кДж.

а) при понижении температуры;

б) при повышении давления?

9. Константа равновесия для реакции при 850 С равна 1. Рассчитать, при каких концентрациях всех четырех веществ установится равновесие, если начальные концентрации оксида углерода (IV) и водорода равны соответственно 0,2 моль/л и 0,8 моль/л.

10. Определите значение G0298 и константу химического равновесия К при 250С для системы:

11. Константа равновесия для реакции при 298 К равна 6,69·10-4, а при 310 К равна 6,32·10-4.

Вычислить константу равновесия при 313 К (зависимостью Н0 от температуры пренебречь).

12. Температурный коэффициент скорости прямой реакции равен 2, а обратной равен 3 (в интервале температур 298 – 308 К). В какую сторону сместится равновесие, если повысить температуру? Определить Еакт. прямой и обратной реакции и энтальпию прямой реакции.

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Коллигативные свойства растворов неэлектролитов и электролитов.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды. Диаграмма состояния воды 1.2. Зависимость растворимости веществ в воде от соотношения гидрофильных и гидрофобных свойств, влияние внешних условий на растворимость. Термодинамика растворения. Понятие об идеальном растворе 1.3. Растворимость газов в жидкости. Законы Генри, Дальтона, Сеченова, их медико-биологическое значение 1.4. Диффузия в растворах, роль диффузии в процессах жизнедеятельности 1.5. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант.Гоффа. Измерение осмотического давления. Осмометрия 1.6. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Осмотический гомеостаз. Изотонические, гипотонические и гипертонические растворы 1.7. Закон Рауля, следствие из него. Эбулиометрия и криометрия 1.8. Отклонения свойств разбавленных растворов электролитов от законов Рауля и Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент 2. Лабораторная работа Определение молярной массы неэлектролита по методу Раста (на примерах органических соединений) Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. – М.: Высш. шк., 2000. — С. 42–79.

2. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию / А.С. Ленский. — М.: Высш. шк. 1989. — С. 93–125.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Давление водяного пара при 18оС равно 15,5 мм рт. ст. Какое будет при той же температуре давление пара, если в 2 кг воды растворить 34,2 г сахара (С12Н22О11)?

2. При 20оС давление водяного пара равно 17,5 мм рт.ст.. Сколько граммов мочевины СО(NH2)2 нужно растворить в 90г воды, чтобы понизить давление на 1%?

3. Раствор, содержащий 0,75г мочевины СО(NH2)2 в 50 г воды, замерзает при –0,465оС. Определить молярную массу мочевины. Екр.= 1,86.

4. Чему равно осмотическое давление раствора при 20оС, в 100 мл которого содержится 6,33 г красящего вещества крови – гематина (C34H33N4O5Fe)?

Молярная масса гематина 633 г/моль.

5. Осмотическое давление крови при 37оС равно 7,7 атм. Будет ли изотоничен крови 2% раствор никотинамида C5H4NCONH2 (витамин PP)?

( = 1,03 г/мл).

6. Определить, при какой температуре кипит раствор, содержащий 20,48 г нафталина (C10H8) и 400г бензола, если температура кипения чистого бензола 80,1оС. Еэб.(С6Н6) = 2,64.

7. Определить массовую долю глюкозы в растворе изотоничном плазме крови при 37оС ? ( р-ра = 1 г/мл).

8. Что произойдет с эритроцитами крови, если их поместить в 3 М раствор глюкозы? Росм.крови = 7,7 атм. при 37оС.

9. Осмотическое давление раствора, содержащего 0,2 г белка в 10 мл, при 25оС равно 10-3 атм. Определить молярную массу белка.

10. Температура замерзания сыворотки крови равна –0,56оС. Рассчитайте моляльную концентрацию солей в крови, условно считая все соли бинарными чие в сыворотке неэлектролитов во внимание не принимать. Е кр.воды = 1,86.

11. Рассчитайте осмотическое давление физиологического раствора (0,86 % раствора хлорида натрия) при 37оС. Степень диссоциации хлорида натрия принять за 1, = 1 г/см3.

12. Каково будет понижение давления пара раствора содержащего 4 г NaOH в 180 г воды, если кажущаяся степень диссоциации гидроксида натрия в этом растворе 80 % при 100оС?

13. В каком из растворов хлорида натрия: 2 %; 0,86 %; 0,2 % жизнедеятельность эритроцитов не будет нарушена и почему? Росм. крови = 7,7 атм, t = 37оС. Плотность растворов и степень диссоциации и NaCl считать равными единице.

14. Раствор хлорида натрия содержит 5,85 г соли в 50 г воды и замерзает при –5,21оС. Определить степень диссоциации раствора хлорида натрия.

Екр.воды = 1,86.

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Ионные равновесия в растворах электролитов.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Протолитическая теория кислот и оснований 1.2. Теория кислот и оснований Льюиса (электронодонорные и электроноакцепторные соединения) 1.3. Водные растворы кислот и оснований. Диэлектрическая проницаемость среды (воды) 1.4. Степень электролитической диссоциации. Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации 1.5. Константа электролитической диссоциации 1.6. Закон разведения Оствальда 1.7. Основные положения теории растворов сильных электролитов Дебая — Хюкеля. Активность и коэффициент активности ионов. Ионная сила раствора.

Кажущаяся степень диссоциации 1.8. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) как количественная мера активной кислотности и щелочности 1.9. Кислотно.основное равновесие. Определение активной концентрации ионов водорода. Водородный показатель. Интервал значений рН для биологических жидкостей 1.10. Гидролиз солей. Механизмы гидролиза (катионный, анионный). Степень гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Константа гидролиза. Смещение равновесия гидролиза.

Медико.биологическое значение гидролиза 1.11. Гетерогенные реакции в растворах электролитов. Константа (произведение) растворимости (Ks). Условия образования и растворения осадков 2. Лабораторная работа 2.1. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабых электролитов 2.2. Определение pН раствора при помощи универсального индикатора, иономера 2.3. Смещение ионного равновесия 2.4. Гидролиз солей Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. — М.: Высш. шк., 2000. — С.79–108, 119–131.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. пособие для студентов мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. — М.: Высшая школа, 2000. С. 93–103, 107–112.

3. Линева, А.Н. Растворы: учеб..метод. пособие / А.Н. Линева, Е.В. Красильникова, В.Н. Латяева. — Н. Новгород: Изд.во НГМА, 2001. — С. 11–30.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Сколько ионов и молекул содержит 1 мл 0,001 М раствора уксусной кислоты, если степень диссоциации такого раствора ее равна 13,2%? Чему равен рН этого раствора?

Рассчитать ионную силу децимоляльных растворов:

а) CH3COONa, б) Na2SO4, в) MgSO4, г) К3РО4.

Рассчитать активность ионов Mg2+ в водном растворе, содержащем 0,001 моль Na2SO4 и 0,005 моль MgCl2 при 250С.

Вычислить рН раствора, содержащего 0,56 г КОН в 1 л раствора.

Как изменится рН дистиллированной воды, если в 1 л ее растворить Смешали равные объёмы 0,01 М Н2SO4 и 0,03 М КОН. Вычислить рН образовавшегося раствора.

Для корреляции кислотно-щелочного равновесия при алкалозе используют 5% раствор аскорбиновой кислоты (Ка = 7,9105; М (С6Н8О6) = 176 г/моль;

= 1 г/см3). Определить рН данного раствора.

Вычислить рН 0,2 М раствора СН3СООК. Ка (СН3СООН) = 1,76105.

Вычислить рН раствора, полученного добавлением к 2 л Н2О 1,2 мл 40% NaOH ( = 1,28 г/см3).

Используя справочные данные, определить водный раствор какой соли 10.

(при равных концентрациях) будет иметь больше значение рН:

Ответ обосновать.

Каково будет конечное значение рН раствора, полученного при смешивании 500 мл 0,1 н. гидроксида аммония и 100 мл 0,5 н. HCl?

Вычислить растворимость BaS04, зная, что П Р ( BaS04) = 1,11010.

12.

Зная, что ПР (КНС4Н4О6) = 4104, определить, выпадет ли осадок 13.

КНС4Н4О6 при смешении равных объемов 0,03 М раствора КС1 и 0,2 М раствора NaHC4H4O6?

Во сколько раз растворимость BaSO4 в 0,01 М растворе Na2SO4 меньше, 14.

Концентрация хлорид ионов в межклеточной жидкости равна 114 ммоль/л.

15.

Образуется ли осадок, если к 20 мл этой жидкости добавить 2 капли 0,01 М раствора AgNO3? (Принять объём капли – 0,05 мл.) Лабораторно-практическое занятия № Тема: Кислотно-основные буферные растворы и их свойства. Буферные системы организма.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Кислотно.основные буферные растворы (определение) 1.2. Значение буферных растворов в химии, биологии, медицине 1.3. Состав буферных растворов. Примеры. Кислотные, основные, амфотерные буферные растворы 1.4. Уравнение Гендерсона — Гассельбаха 1.5. Приготовление буферных растворов. Буферные кривые 1.6. Механизмы действия буферных растворов при добавлении кислоты и основания 1.7. Буферные системы крови. Буферное действие — основной механизм протолитического гомеостаза организма 1.8. Буферная емкость: зависимость от различных факторов, методы определения 2. Лабораторная работа 2.1. Выявление буферного действия растворов 2.2. Приготовление буферных растворов и изучение механизма их действия 2.3. Определение буферной емкости системы Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. – М.: Высш. шк., 2000. — С.108–119.

2.Ленский,А.С.Введениевбионеорганическуюибиофизическую химию. / А.С.

Ленский. — М.: Высш. шк., 1989. — С. 151–160.

3. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб.пособие для мед.спец.вузов/А.В.Бабков [и др.]. — М.: Высш. шк., 2001. — С. 103–107.

4. Линева, А.Н. Растворы: учеб..метод. пособие. / А.Н. Линева, Е.В. Красильникова, В.Н. Латяева. — Н. Новгород: Изд.во НГМА, 2001. — С. 31–44.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Вычислить рН буферных растворов, приготовленных сливанием равных объемов следующих растворов:

2. Вычислить pH буферных растворов, полученных сливанием равных объемов растворов:

3. На сколько единиц изменится значение pH формиатной буферной системы (HCOOH, HCOONa): а) при увеличении концентрации соли в 10 раз; б) при уменьшении концентрации кислоты в 10 раз?

4. Константы диссоциации гемоглобина и оксигемоглобина равны соответственно: 6,3·10-9 и 1,1·10-7. Установить, какая из систем (гемоглобиновая или оксигемоглобиновая) будет более эффективной для поддержания в норме pH крови (~ 7,40)?

5. Как изменится значение рН фосфатного буферного раствора, который приготовили из 100 мл 0,1 М раствора дигидрофосфата и 300 мл 0,1 М раствора гидрофосфата натрия, при добавлении 2 мл 1 М раствора NaOH?

6. Для приготовления трех буферных растворов использовали 1,0 н. растворы гидрофосфата и дигидрофосфата натрия, смешав их в соотношениях: а) 8:2;

б)5:5; в)3:7. У какого раствора будет: а) максимальная буферная емкость; б) наибольшее значение pH?

7. К 100 мл крови для изменения pH на единицу надо добавить 1,8 мл 0,2 М раствора HCl. Какова буферная емкость крови по кислоте?

8. Сколько щелочи нужно добавить к 1 мл эритроцитов крови, чтобы изменить их pH от 7,36 до 7,50, если буферная емкость гемоглобинового буфера 0, моль/л?

9. Для определения буферной емкости системы проведено титрование 0,1 н.

раствором щелочи. Изменится ли результат титрования, если использовать 0,05 н. раствор щелочи; изменится ли при этом буферная емкость системы?

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Химия дисперсных систем. Поверхностные явления. Коллоидные растворы.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Гетерогенные системы, их классификация 1.2. Поверхностная энергия. Поверхностное натяжение. Поверхностные явления на границе раздела жидкость — газ, жидкость — жидкость, твердое тело — газ, твердое тело — жидкость 1.3. Адсорбция. Адсорбент и адсорбтив (адсорбат). Природа адсорбционных сил. Избирательная адсорбция 1.4. Поверхностно-неактивные и поверхностно-активные вещества 1.5. Медико-биологическое значение адсорбционных процессов 1.6. Хроматография. Сущность и основные понятия хроматографии. Классификация хроматографических методов. Хроматография в биологии и медицине 1.7. Коллоидные растворы. Методы получения лиофобных коллоидных растворов. Строение коллоидных мицелл. Свойства золей. Устойчивость и коагуляция золей. Значение коллоидных растворов в биологии и медицине 2. Лабораторная работа 2.1. Определение поверхностного натяжения на границе раздела жидкость — газ 2.2. Определение ионов Pb2+ и Hg2+ в смеси методом колоночной хроматографии (демонстрация) 2.3. Приготовление коллоидных растворов 2.4. Очистка коллоидных растворов методом диализа 2.5. Определение заряда частиц окрашенных золей Основная литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. – М.: Высш. шк., 2000. — С. 491–526.

2. Линева, А.Н. Растворы: учеб..метод. пособие / А.Н. Линева, Е.В. Красильникова, В.Н. Латяева. – Н. Новгород: Изд.во НГМА, 1991. — С. 43–55.

Дополнительная литература 1. Фролов, Ю.Г. Курс коллоидной химии. Поверхностные явления и дисперсные системы / Ю.Г. Фролов. — М.: Химия, 1989. — С. 211–219.

2. Захарченко, В.Н. Коллоидная химия / В.Н. Захарченко. — М.: Высш. шк., 1989. — 238 с.

3. Евстратова, К.И. Физическая и коллоидная химия / К.И. Евстратова, Н.А. Курина, Е.Е. Малахов. — М.: Высш. шк., 1990. — 487 с.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Классификация дисперсных систем. По какому признаку классифицируются поверхности раздела фаз? Привести примеры.

2. Что называется поверхностным натяжением? Назовите наиболее используемые в практике методы поверхностного натяжения.

3. Какое поверхностное натяжение имеют водные растворы NaCl, Na2SO4, этилового спирта, стирального порошка «Лотос» по сравнению с водой? К какому типу веществ они относятся (ПАВ, ПИВ или ПНВ)?

4. Приготовлены 5% водный раствор пропилового спирта и 5% раствор NaCl.

Какой из растворов будет иметь меньшее поверхностное натяжение? Почему?

5. Во сколько раз (примерно) поверхностная активность раствора масляной кислоты больше поверхностной активности раствора уксусной кислоты той же концентрации?

6. Приведите примеры использования поверхностно – активных веществ в медицине.

7. Какой физико–химический процесс называется адсорбцией? Почему адсорбция является процессом самопроизвольным?

8. Назовите факторы, определяющие величину адсорбции на твердой поверхности раздела.

9. Каково влияние природы сорбента и сорбтива на процесс адсорбции:

а) водного раствора метиленовой сини C16H18N3+Cl-, б) водного раствора FeCl3?

Рассмотреть на примере адсорбции на активированном угле и Al2O3. Сделать вывод о влиянии природы растворителя на процесс адсорбции.

10. Активная площадь поверхности активированного угля достигает 1000 м на 1 г угля. Рассчитайте массу фосгена, которая должна поглотиться 0,10 м площади поверхности угля, если 1 г угля адсорбирует 0,440 л фосгена (н.у.).

11. Как классифицируются хроматографические методы по доминирующему механизму разделения?

12. Как классифицируются хроматографические методы по технике выполнения эксперимента?

13. Золь Ca3(PO4)2 получен реакцией обмена между CaCl2 и Na3PO4. Какой электролит явился стабилизатором данного золя, если его гранулы при электрофорезе движутся к аноду? Написать схему строения мицеллы данного золя.

14. Дайте определение понятиям «кинетическая и агрегативная устойчивость золей».

15. Что такое медленная и быстрая коагуляция?

16. Коагуляция 20 мл золя гидроксида железа (III) наступила при добавлении к нему 4 мл 0,0025 н. раствора Na2SO4. Вычислить порог коагуляции этого электролита.

17. Пороги коагуляции берлинской лазури электролитами NaCl и CaCl2 одинаковы. Какой вывод можно сделать о знаке заряда коллоидных частиц золя?

Составьте схему мицеллы.

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Итоговое занятие по теме «Растворы»

Содержание занятия Контрольная работа 3 «Растворы»

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Электрохимия. Электрохимические процессы в живых организмах.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Предмет и задачи электрохимии. Жидкости и ткани организма как проводники электричества II рода 1.2. Электрическая проводимость растворов электролитов. Удельная и молярная электропроводимость. Предельная молярная электропроводимость. Подвижности анионов и катионов. Закон Кольрауша 1.3.Кондуктометрическое титрование.

Кондуктометрическоеопределениестепенииконстантыдиссоциациислабыхэлект ролитов. Применение кондуктометрии в медицине и биологии 1.4. Двойной электрический слой. Электродные и окислительновосстановительные (редокс-) потенциалы 1.5. Уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал. Гальванические элементы (изометаллические, гетерометаллические, концентрационные) Уравнение Петерса. Редокс.потенциалы для окислительно.восстановительных систем I и II рода 1.7. Связь электродвижущей силы (ЭДС) с энергией Гиббса и константами равновесия реакций, протекающих в гальваническом элементе. Выбор направления протекания окислительно-восстановительных процессов 1.8. Типы электродов. Электроды сравнения и измерительные электроды. Хлорсеребряный и каломельные электроды; электроды на основе твердых и жидких мембран 1.9. Потенциометрические методы анализа: прямая потенциометрия (ионометрия), потенциометрическое титрование. Потенциометрические методы в клиническом анализе 2. Лабораторная работа 2.1. Потенциометрическое определение рН биологических жидкостей 2.2. Потенциометрическое титрование кислоты щелочью Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов [и др.]. – М.: Высш. шк., 2000. — С. 450–488.

2. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию / А.С. Ленский. – М.: Химия, 1989. — С. 234–241.

3. Глинка, Н.А. Общая химия / Н.А. Глинка. — Л.: Химия, 1983.

— С. 263–285, 536–543.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Что называется электропроводимостью, как она определяется и в каких единицах выражается?

2. Как измеряется сопротивление растворов электролитов? Нарисуйте схему установки Кольрауша.

3. Что называется удельной и молярной электропроводимостью? Как они взаимосвязаны? Как эти величины изменяются с разбавлением растворов?

4. Что называется предельной молярной электропроводимостью? Как предельная молярная электропроводимость связана с электрической подвижностью ионов? Приведите примеры наиболее подвижных анионов и катионов.

5. Построить кривые кондуктометрического титрования:

а) сильной кислоты сильным основанием;

б) слабой кислоты сильным основанием;

в) слабого основания сильной кислотой;

г) слабого основания слабой кислотой.

6. Сопротивление 0,02 М раствора КCl, помещенного в кондуктометрическую ячейку, составило 2000 Ом (25°С). Затем ячейка была заполнена 0, М раствором аммиака. Измеренное сопротивление составило 5760 Ом.

Найти: а) постоянную кондуктометрической ячейки (l/s), б) удельную электропроводность NH3H2O. ( KCl, 0.02 М, 25°С = 0,002765 Ом-1см-1).

7. Сопротивление сыворотки крови, измеренное при 25° С в ячейке с l/s = 0,99 см-1 равно 1000 Ом. Вычислить удельную электропроводимость сыворотки.

8. Вычислите степень электролитической диссоциации воды и константу её ионизации (25°С). Удельная электрическая проводимость воды при этой температуре равна 4,410-6 Ом-1см-1.

9. Как экспериментально определяют величину электродного потенциала?

Запишите уравнение Нернста для расчета электродного потенциала Fe в 0, М растворе FeSO4 при 20°С. Составьте гальваническую цепь для определения электродного потенциала Fe, опущенного в раствор соли Fe2+.

10. Запишите уравнение Петерса для расчета редокс-потенциалов систем:

11. Как изменится потенциал редокс системы Fe3+/Fe2+ при введении в неё CN анионов (см. таблицы редокс-потенциалов)?

12. Какие из перечисленных ионов можно окислить бромной водой: Fe2+, Sn2+, Co2+, Cu+ (см. таблицы редокс-потенциалов)?

13. Может ли хлор в стандартных условиях окислить аммиак до азота, сероводород до серы, Mn2+ до MnO4 (см. таблицы редокс-потенциалов)?

14. Рассчитайте константу равновесия при 298 К между восстановленной и окисленной формой цитохрома С (см. таблицы редокс-потенциалов).

15. Концентрация лактата- и пируват-ионов равны между собой, рН = 7. Как измениться потенциал при окислении 1/10 части лактат-ионов до пируватионов?

16. Редокс потенциал системы НАДФ+/НАДФН равен –0,3 В при 298 К и рН = 7. Как он изменится при окислении части НАДФН?

17. Гальванический элемент составлен из каломельного (СKCl = 1 моль/л) и водородного электродов, погруженных в кровь (рН = 7,3). Запишите схему гальванического элемента. Вычислите ЭДС этого элемента при 37°С.

18. Рассчитать отношение концентраций ионов Fe3+ и Fe2+, если потенциал платинового электрода, опущенного в раствор, содержащий смесь солей этих ионов, равен 0,783 В при 298 К. Запишите схему гальванического элемента.

19. Цитохром (сложная молекула, которую обозначают как CyFe2+), реагируя с вдыхаемым воздухом, поставляет организму энергию, необходимую для синтеза аденозинтрифосфата (АТФ). АТФ используется организмом как источник энергии для осуществления других реакций. При рН = 7 окисление CyFe2+ характеризуется следующими полуреакциями и соответствующими электродными потенциалами:

a) Определить G реакции окисления CyFe воздухом.

б) Если синтез 1 моля АТФ требует G0 = 37,7 кДж, сколько моль АТФ синтезируется в расчете на 1 моль О2?

Лабораторно-практическое занятия № Тема: s-Элементы и их соединения.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Общая характеристика s-элементов. Строение атомов 1.2. Важнейшие соединения водорода; изотопы. Вода.

Пероксид водорода 1.3. Важнейшие соединения калия и натрия. Физиологическая роль катионов K+, Na+ 1.4. Литий, бериллий. Особенности электронного строения атомов, свойства важнейших соединений 1.5. Кальций, магний: важнейшие соединения и их биологическая роль. Аналитические реакции катионов Ca2+, Mg2+, Ba2+ 1.6. Применение в медицине соединений элементов Iа и IIа групп 2. Лабораторная работа 2.1. Аналитические реакции на катионы 2.1.1. Калия (К+):

а) с гидротартратом натрия;

б) с тройным нитритом натрия, свинца (II) и меди (II) 2.1.2. Магния (Мg2+) с гидрофосфатом натрия в присутствии аммонийной смеси 2.1.3. Натрия (Na+) с дигидроантимонатом калия 2.1.4. Кальция (Ca2+) с оксалатом аммония 2.1.5. Бария (Ва2+) с хроматом калия 2.2. Анализ препарата, содержащего один из s.элементов Iа и IIа групп ПСЭ 3. Сообщения по темам рефератов Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов:учебникдлямед.спец.вузов/Ю.А.Ершов[идр.]. —М.:Высш.

шк., 2000. — С. 450–488.

2. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию / А.С. Ленский. — М.: Химия, 1989. — С. 234–241.

3. Глинка, Н.А. Общая химия / Н.А. Глинка. — Л.: Химия, 1983.

— С. 263–285, 536–543.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Как изменяются химические свойства s-элементов с изменением их атомных радиусов и потенциалов ионизации?

Химические свойства кислородных и водородных соединений s-элементов.

Какими аналитическими реакциями можно обнаружить катионы K+, Na+, Ca2+, Mg2+, Ba2+ в исследуемых растворах?

Почему осаждение гидротартрата калия и дигидроантимоната натрия следует вести в нейтральной среде? Ответ подтвердить уравнениями реакций.

Почему хромат бария легко растворяется в соляной и азотной кислотах и не растворяется в уксусной кислоте?

Растворимость BaCO3 в чистой воде при 20С 7,1410–5 моль/л. Вычислить ПР (BaCO3).

Произведение растворимости Mg(OH)2 равно 610–10. Найти концентрацию ионов магния при растворении гидроксида магния в воде и в 0,01 М растворе гидроксида калия.

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Комплексные соединения.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Современный смысл понятия «комплексные соединения»

1.2. Структура комплексных соединений: центральный Атом-комплексообразователь; моно. и полидентатные лиганды; координационное число центрального атома; внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения 1.3. Классификация комплексных соединений 1.4. Номенклатура комплексных соединений 1.5. Природа химической связи в комплексных соединениях 1.6. Способность атомов и ионов различных химических элементов к комплексообразованию. Понятие о жестких и мягких центральных и донорных атомах 1.7. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы нестойкости и устойчивости комплексных соединений 1.8. Химические свойства. Реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции с сохранением и с разрушением комплексных ионов 1.9. Внутрикомплексные соединения (хелаты). Комплексоны, их применение в медицине. Комплексонометрия 1.10. Биологическая роль комплексных соединений. Понятие о металлоферментах и химические основы их применения в медицине 2. Лабораторная работа 2.1. Комплексонометрическое титрование. Определение жесткости воды 2.2. Определение концентрации катионов Fe3+ Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов:учебникдлямед.спец.вузов/Ю.А.Ершов[идр.]. —М.:Высш.

шк., 2000. — С. 191–203.

2.Ленский,А.С.Введениевбионеорганическуюибиофизическую химию / А.С.

Ленский. —М.: Высш. шк., 1989. — С. 219–227.

3. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенныхэлементов:учеб.пособиедлямед.спец.вузов/А.В.Бабков [и др.]. — М.: Высш. шк., 2001. — С. 113–122.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Какое место в ПСЭ занимают элементы со свойствами типичных комплексообразователей?

2. Как зависит координационное число от электронной структуры и радиуса атома или иона – комплексообразователя?

3. Определить заряды комплексных ионов, координационные числа и степени окисления комплексообразователей в соединениях: K4[Fe(CN)6];

K[Fe(SO4)2], [Cu(NH3)4]Cl2, H2[SnCl6], [Co(H2O)6]Cl2, [Pt(NH3)5Cl]Cl3.

4. Чем объяснить, что ионы [AIF6], [SiF6], [BF4] устойчивее, чем соответствующие хлоридные комплексы?

5. Как с позиции метода ВС объяснить характер связей и координационное число в соединениях [Zn(NH3)4]SO4; [Ag(NH3)2]Cl; K4[Fe(CN)6]; [Fe(CO)5]?

6. Чем объяснить различное пространственное строение комплексных ионов:

7. Назвать следующие комплексные соединения: [Cu(NH3)4](OH)2;

K[Al(OH)4(H2O)2]; [Fe(H2O)6]Cl3; [Cr(H2O)4Cl2]Cl; [Pt(NH3)4][PtCl4];

[Co(NH3)6]SO4; [Pt(NH3)2Cl2].

8. Написать формулы следующих комплексных соединений: а) дицианоаргентат калия; б) гексанитрокобальтат (III) калия; в) бромид гексамминкобальта (III); г) нитрат карбонатотетрамминхрома (III); д) тетрароданодиамминохромат (III) бария; гексацианоферрат (II) калия.

9. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации следующих комплексных соединений: K3[Fe(CN)6]; [Cu(NH3)4]SO4; K[BiI4]; Cu2[Fe(CN)6];

[Cr(H2O)6]Cl3.

10. Написать выражения констант нестойкости для следующих комплексных ионов: [Co(NO2)6] ; [PtCl2(NH3)4] ; [Ag(NH3)2] ; [Fe(CN)6] ; [Ni(NH3)4] ;

11. При взаимодействии раствора [Zn(NH3)4]SO4 с раствором KCN образуется комплексная соль K2[Zn(CN)4]. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах и объяснить причину ее протекания.

12. Вычислить концентрацию ионов серебра в 0,1 М растворе хлорида диамминсеребра (I). Как изменится концентрация [Ag ], если к одному литру раствора соли добавить один литр 0,5 М раствора NН3?

13. Вычислить концентрацию ионов Ni в 0,1 М растворе K2[Ni(CN)4].

Kнест.([Ni(CN)4] ) = 1·10.

14. Произойдет ли разрушение комплекса [HgCl4],если к 1 л 0,1 М раствора K2[HgCl4] добавить 0,078 г Na2S? Kнест( [HgCl4] ) = 6·10, ПРHgS = 1,6·10.

15. Какие комплексные соединения называются кластерами, хелатами? Привести примеры.

16. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме:

зная константы нестойкости комплексных ионов (см. табл. на с.196) и произведение растворимости: ПРAg2S = 6·10, ПРAgBr = 6·10, ПРCo(OH)2 = 17. Через водный раствор K4[Fe(CN)6] пропустили Cl2. Написать уравнение реакции.

18. К водному раствору:

2) [Ag(NH3)2]Cl добавили металлический цинк/ Написать уравнения химических реакций.

19. Изменится ли окраска раствора KMnO4, если добавить к нему Написать уравнение реакции.

20. На титрование 50 мл воды с эриохромом черным Т израсходовано 4,6 мл 0,05 н. раствора комплексона III. Рассчитать общую жесткость воды.

21. В 100 мл воды растворили 0,5614 г смеси веществ, содержащей железо (III). На титрование 25 мл раствора израсходовано в среднем 3,48 мл 0,0506 н. раствора трилона Б. Определить содержание (в %) железа (III) в смеси.

Лабораторно-практическое занятия № Тема:d-Элементы и их соединения.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Общая характеристика d.элементов, их нахождение в ПСЭ 1.2. Элементы Iб и IIб групп ПСЭ 1.2.1. Строение атомов элементов 1.2.2. Химические свойства атомов d.элементов: меди, серебра, золота, цинка, ртути, с точки зрения их положения в ПСЭ 1.2.3. Важнейшие соединения меди, серебра, золота, цинка, ртути, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства 1.2.4. Комплексные соединения d.элементов I и II групп 1.2.5. Аналитические реакции катионов Cu2+, Ag+, Zn2+, Hg2+,Hg22+ 1.2.6. Биологическая роль меди и цинка 1.2.7. Токсическое действие некоторых d.элементов 1.2.8. Применение в медицине соединений меди, серебра, золота, цинка, ртути 1.3. Элементы VIб и VIIб групп ПСЭ 1.3.1. Строение атомов элементов. Общая характеристика групп 1.3.2. Важнейшие соединения хрома (III) и хрома (VI), их свойства 1.3.3. Важнейшие соединения марганца. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений марганца с изменением степени его окисления 1.3.4. Типичные аналитические реакции на хром (III,VI), молибден (VI), марганец (II) 1.3.5. Биологическое значение хрома, молибдена и марганца. Применение в медицине 1.4. Общая характеристика элементов VIIIб группы. Семейство железа 1.4.1. Важнейшие простые и комплексные соединения 2-х и 3-х валентных железа, кобальта и никеля 1.4.2. Аналитические реакции Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+ 1.4.3. Биологическая роль железа, кобальта и никеля 1.4.4. Применение железосодержащих препаратов в медицине 2. Лабораторная работа 2.1. Аналитические реакции на катионы 2.1.1. Железа (II) с гексацианоферратом (III) калия 2.1.2. Железа (III) с гексацианоферратом (II) калия; с роданидом калия 2.1.3. Марганца (II) с пероксидом водорода в щелочной среде 2.1.4. Хрома (III) с пероксидом водорода в щелочной среде 2.1.5. Серебра (I) с соляной кислотой; с хроматом калия 2.1.6. Меди (II) с гидроксидом аммония (эквивалентным количеством и избытком); с гексацианоферратом (II) калия 2.1.7. Цинка (II) с гексацианоферратом (II) калия 2.1.8. Ртути (I и II) (демонстрация) 2.2. Анализ препарата, содержащего один из катионов: Fe2+, Fe3+, Mn2+, Cu2+, Ag+, Cr3+, Zn2+ Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов:учебникдлямед.спец.вузов/Ю.А.Ершов[идр.]. —М.:Высш. шк., 2000. — С.

254–300.

2.Ленский,А.С.Введениевбионеорганическуюибиофизическую химию / А.С.

Ленский. — М.: Химия, 1989. — С. 234–241.

3. Глинка, Н.А. Общая химия / Н.А. Глинка. — Л.: Химия, 1983. — С. 263–285, 536–543.

Лабораторно-практическое занятия № Тема: р-Элементы и их соединения.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Общая характеристика р.элементов. Изменение неметаллических свойств в соответствии с периодическим законом Д. И. Менделеева 1.2. Элементы III а и IVa групп и их соединения 1.2.1. Общая характеристика групп. Строение атомов элементов 1.2.2. Важнейшие соединения бора и алюминия, их свойства. Борная кислота, бура 1.2.3. Важнейшие соединения элементов IVa группы: оксиды, гидроксиды, кислоты, соли; их свойства 1.2.4. Оксид и диоксид углерода, их биологическая активность 1.2.5. Угольная кислота и ее соли 1.2.6. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и силикаты. Использование силикатного стекла в медицине 1.2.7. Соединения бора, углерода и кремния, их биологическая роль. Силикоз, алюминоз, антракоз 1.2.8. Применение в медицине соединений бора, алюминия, углерода, свинца.

Токсическое действие соединений свинца 1.2.9. Аналитические реакции на анионы CO32–, (HCO3–), C2O42–, CH3COO– 1.3. Элементы Vа группы и их соединения 1.3.1. Общая характеристика группы. Строение атомов элементов 1.3.2. Важнейшие соединения азота. Соли аммония. Оксиды азота, нитриты, их токсическое действие. Азотная кислота, нитраты. Фиксация азота 1.3.3. Важнейшие соединения фосфора, их свойства. Фосфорная кислота, орто., мета. и пирофосфаты 1.3.4. Аналитические реакции на ионы NO3–, РO43– (НРО42–), AsO43– 1.3.5. Биологическая роль азота, фосфора, мышьяка 1.3.6. Применение в медицине соединений азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута 1.4. Элементы VIa группы и их соединения 1.4.1. Общая характеристика группы. Строение атомов элементов. Халькогены 1.4.2. Кислород. Простое вещество и соединения кислорода. Озон 1.4.3. Важнейшие соединения серы. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений серы в зависимости от ее степени окисления 1.4.4. Аналитические реакции на ионы S2–, SO42–, S2O32–, SCN– 1.4.5. Биологическая роль кислорода. Применение кислорода и озона в медицине 1.4.6. Биологическая роль и применение в медицине соединений серы 1.5. Элементы VIIa группы и их соединения 1.5.1. Общая характеристика группы. Строение атомов элементов 1.5.2. Галогены. Галогеноводородные кислоты, галогениды 1.5.3. Аналитические реакции на ионы Сl–, Вr–, I– 1.5.4. Биологическая роль соединений фтора, хлора, брома и йода 1.5.5. Применение в медицине галогенсодержащих соединений. Бактерицидное действие хлора и йода 2. Лабораторная работа 2.1. Аналитические реакции на анионы р.элементов: SO42–, РO43–, CO32–, C2O42–, SCN–, Сl–, Вr–, I–, CH3COO–, NO3–, S2O32– 2.2. Анализ препарата, содержащего один из р.элементов 3. Контрольная работа Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов:учебникдлямед.спец.вузов/Ю.А.Ершов[идр.]. —М.:Высш. шк., — 2000. С.

305–387.

2.Ленский,А.С.Введениевбионеорганическуюибиофизическую химию / А.С. Ленский. — М.: Химия, 1989. — С. 234–241.

3. Глинка, Н.А. Общая химия / Н.А. Глинка. — Л.: Химия, 1983. — С. 263–285, 536–543.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации Iб и IIб групп ПСЭ с ростом порядкового номера элемента? Дать объяснение наблюдающимся закономерностям на основе электронного строения атомов.

Как взаимодействуют соли меди с растворами щелочей и гидроксида аммония?

Что такое амфотерные электролиты? Гидроксиды каких металлов обладают амфотерными свойствами?

Написать уравнения реакций взаимодействия гидроксида цинка и гидроксида хрома (III): а) с избытком NaOH, б) с HCl; дать названия солей.

С какими из перечисленных соединений взаимодействует Zn(OH)2:

а) NaCl, б) H2SO4, в) NH4OH, г) KOH, д) Fe(OH)3?

Для каких элементов характерно образование комплексных соединений?

Определить степень окисления и координационное число комплексообразователя: [Ag(NH3)2]Cl, Fe3[Fe(CN)6]2, H[AuCl4], Na2[Zn(OH)4], [Cu(H2O)4]SO4H2O.

Написать выражения констант нестойкости комплексных ионов:

[Cu(NH3)4]2, [HgI4]2, [Zn(NH3)4]2+, [Zn(CN)4]2. Какой из ионов является наиболее устойчивым в водном растворе?

При взаимодействии раствора [Cu(NH3)4]Cl2 с раствором KCN образуется соль K2[Cu(CN)4]. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах, и объяснить причину их протекания.

10. Объяснить, почему AgCl, AgBr и AgI хорошо растворяются в растворе KCN, а в растворе NH3 – только AgCl и AgBr.

11. Для каких соединений хрома характерны окислительные свойства? Привести примеры реакций, в которых эти свойства проявляются.

12. С какими из перечисленных соединений будет реагировать гидроксид хрома (III): а) HCl, б) NaOH, в) NH4OH, г) NH4Cl?

13. В какой среде наиболее выражены окислительные свойства хрома (VI)?

Привести пример реакции.

14. В какой среде наиболее выражены восстановительные свойства хрома (III)? Привести пример реакции.

15. Какова реакция водных растворов хромата и дихромата калия? Ответ обосновать.

16. Почему при взаимодействии соли бария с раствором хромата и дихромата калия выпадают осадки одинакового состава? Записать уравнения реакций.

17. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства соединений марганца с изменением степени его окисления?

18. Написать уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а) окислительные, б) восстановительные, в) окислительные и восстановительные одновременно.

19. До какого иона восстанавливается манганат-ион в кислой среде?

20. К какому классу относятся приведённые ниже соединения:

(NH4)3PMo12O40; H2Cr3O10?

21. Какие степени окисления характерны для металлов семейства железа?

22. Как определить с помощью характерных реакций ионы Fe2+ и Fe3+? Написать уравнения соответствующих реакций.

23. Написать уравнения реакций гидролиза солей FeSO4; NiSO4; CoCl2. Какая реакция среды при этом наблюдается?

24. С какими из приведённых веществ будет реагировать Fe2(SO4)3 в водном растворе: а) NaI; б) NaBr, если известно, что:

25. Добавление каких веществ усилит гидролиз FeCl3: а) NaOH; б) ZnCl2; в) Zn?

26. Определить степень окисления и к.ч. Co и Ni в комплексных соединениях K2[Co(CNS)4], K2[Ni(CN)4].

27. Сколько неспаренных d-электронов имеет атом кобальта: а) в нормальном состоянии, б) в ионе Co2+, в) в ионе Co3+?

28. Подобрать коэффициенты электронно-ионным методом к следующим реакциям:

K2MnO4+Na2SO3+H2SO4 MnSO4+Na2SO4+K2SO4+H2O;

NaCrO2+NaOH+H2O2 Na2CrO4+H2O;

FeSO4+K2Cr2O7+H2SO4 Fe2(SO4)3+K2SO4+Cr2(SO4)3+H2O;

Cr(OH)3+Br2+KOH K2CrO4+KBr+H2O.

29. Из раствора комплексной соли CoCl3·5NH3 нитрат серебра осаждает только 2/3 содержащегося в ней хлора. В растворе соли не обнаружено ионов Co3+ и свободного аммиака. Измерение электрической проводимости раствора показывает, что соль распадается на 3 иона. Каково координационное строение этого соединения? Написать уравнения диссоциации комплексной соли.

30. KMnO4 можно получить окислением K2MnO4 хлором :

Можно ли вместо хлора использовать Br2 или I2 при стандартных условиях?

Лабораторно-практическое занятия № Тема: Свойства растворов высокомолекулярных растворов.

Содержание занятия 1. Семинар 1.1. Высокомолекулярные соединения (ВМС), их классификация. Форма макромолекул 1.2. Особенности растворения высокомолекулярных соединений как следствие их структуры. Механизм набухания и растворения ВМС. Факторы, влияющие на степень набухания ВМС 1.3. Вязкость растворов ВМС. Относительная, удельная и приведенная вязкости. Методы измерения вязкости. Вязкость крови и других биологических жидкостей 1.4. Определение молекулярной массы ВМС вискозиметрическим методом.

Уравнение Штаудингера 1.5. Осмотическое давление растворов полимеров. Уравнение Галлера 1.6. Полиэлектролиты. Изоэлектрическая точка и методы ее определения 1.7. Мембранное равновесие Доннана. Онкотическое давление крови 1.8. Устойчивость растворов полимеров. Высаливание ВМС. Коацервация и ее роль в биологических системах. Застудневание растворов ВМС. Свойства студней. Синерезис и тиксотропия 2. Лабораторная работа 2.1. Определение молярной массы ВМС вискозиметрическим методом. Определение изоэлектрической точки желатина Литература 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов:учебникдлямед.спец.вузов/Ю.А.Ершов[идр.]. —М.:Высш. шк., 2000. — С.

526–545.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб.пособие для мед.спец.вузов/А.В.Бабков [и др.]. — М.: Высш. шк., 2001. — 237 с.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Написать формулы метабората и тетрабората натрия.

2. С какими из приведенных ниже соединений будет взаимодействовать КОН:

а) Н3ВО3 ; б) Nа2В4O7; в) Аl2О3; г) АlСl3?

3. Добавление каких веществ усилит гидролиз АlCl3:

4. Написать уравнения реакций взаимодействия СО2 с растворами NaOH и Ca(OH)2 при недостатке и при избытке СО2.

5. В чем различие действия избытка NаОН и NН4ОН на раствор АlСl3?

Написать уравнения соответствующих реакций.

б. Закончить уравнение реакции:

7. Какие типы гибридизации АО характерны для углерода?

8. Напишите молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей:

а) Nа2СО3; б) КНСО3; в) (NH4)2СО3.

Какая реакция среды в каждом случае?

9. Какие из перечисленных газов при пропускании их через раствор щелочи вступают с ней в реакцию: а) СО; б) СО2; в) NО2; г) NО?

10. Охарактеризовать отношение оксида кремния (IV) к воде, кислотам и щелочам.

11. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения гидролиза Na2SiО3.

12. Сравнить валентные возможности и указать наиболее характерные степени окисления элементов Vа группы.

13. Какие соединения азота получают путем связывания (фиксации) атмосферного азота?

14. Написать уравнения реакции обнаружения иона H2РО42 с молибдатом аммония.

15. Написать уравнение реакции взаимодействия АsO33 иона с нитратом серебра. Указать условия проведения реакции.

16. Записать уравнения реакции открытия мышьяка по способу Марша.

17. Подобрать коэффициенты в следующих уравнениях реакций:

18. Таблетки спрессованного активированного угля под названием «карболен»

применяются в лечебной практике для приема внутрь при отравлениях. С какими свойствами этого вещества связано его применение?

19. Роль фосфора в жизненных процессах организма. Где в организме человека содержится больше всего неорганических соединений фосфора?

20. Исходя из строения атома кислорода, указать его валентные и координационные возможности. Какие степени окисления проявляет кислород в соединениях?

21. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода. Его медико-биологическое значение.

22. С какими свойствами озона связано его применение в медицине, санитарногигиенической практике?

23. Какие валентные состояния и степени окисления характерны для атома 24. Какова реакция среды в водных растворах: а) Na2S; б) (NH4)2SO4, в)Na2SO3;

г) (NН4)2SO3? Почему работы с этими препаратами выполняются в вытяжных шкафах?

25. Написать уравнения реакций аниона SО32 с йодом, перманганатом калия в кислой среде. Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сернистая кислота и ее соли при взаимодействии с йодом, перманганатом калия?

26. Написать уравнения реакций тиосульфата натрия с йодом. Тиосульфат натрия применяется в качестве антидота при отравлении хлором и бромом.

Составьте уравнения реакций лежащих в основе детоксикации.

27. Написать уравнения реакций аниона SО42 с солями свинца, бария.

Отношение полученных соединений к кислотам и щелочам.

28. Написать уравнение реакции обнаружения S2 солями свинца.

29. При отравлении сероводородом пострадавшему дают подышать слегка увлажненной хлорной известью, при отравлении бромом дают вдыхать пары аммиака. Составьте уравнения реакций лежащих в основе детоксикации.

30. Исходя из строения атомов галогенов, указать, какие валентные состояния и степени окисления характерны для фтора, хлора, брома, йода.

31. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства галогенов с увеличением порядкового номера? Привести примеры. В чем причина этого изменения?

32. При приеме препаратов йода йодид-ионы выделяются слезными железами.

Для лечения острого конъюктивита используется 2% раствор нитрата серебра ( =1 г/см3). Вычислите, при какой концентрации йодид-ионов возникает возможность образования кристаллов йодида серебра (прижигающее действие).

33. В каком направлении будет смещено равновесие реакции (ПР (AgI) и ПР (AgCl) см. табл. 6.1).

34. Какую роль играют ионы хлора, брома и йода в жизнедеятельности организмов? Какие заболевания вызывают избыток и дефицит фтора, йода?