[ «МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ к практическим занятиям по медицинской химии для студентов первого курса стоматологического факультета. Донецк - 2011 1 Методические указания подготовили: зав. кафедрой, доцент Рождественский Е.Ю. ...»
7. По каплям, при интенсивном перемешивании, к раствору HCl добавлять раствор щелочи до изменения окрашивания (ярко-желтое).
8. Определить объем раствора NaOH, который был использован для титрования.
9. Используя пункты 1-4 и 6-8, повторить эксперимент еще два раза.
10. Полученные результаты занести в таблицу:
11. Провести расчет концентрации соляной кислоты и величины рН данного раствора. Результаты занести в таблицу.
12. Сделать вывод относительно выбора индикатора (метилового красного) для алкалиметрического титрования.
Опыт №2. Определение концентрации щелочи титриметрическим методом (ацидиметрия).
Принцип метода: метод основан на экспериментальном определения концентрации раствора натрия гидроксида методом кислотно-основного титрования.
Материальное обеспечение: колбы для титрования, пипетки мерные, груша, цилиндр, бюретка, фильтровальная бумага; раствор натрия гидроксида с неизвестной концентрацией, раствор соляной кислоты с молярной концентрацией 0,01моль/л, дистиллированная вода, раствор индикатора фенолфталеина.
Ход работы:
1. При помощи мерной пипетки отмерить раствор натрия гидроксида неизвестной концентрации и поместить в колбу для титрования.
2. Отмерить цилиндром примерно 10 мл дистиллированной воды и добавить к раствору щелочи.
3. Добавить к полученному раствору 2-3 капли раствора индикатора фенолфталеина.
4. Наблюдать появление малинового окрашивания.
5. Промыть бюретку дистиллированной водой, а затем небольшим количеством раствора кислоты (3 раза).
6. Заполнить бюретку раствором HCl с молярной концентрацией 0,01моль/л и довести уровень жидкости до нулевого значения.
7. По каплям, при интенсивном перемешивании, к раствора NaOH добавлять раствор кислоты до исчезновения окрашивания.
8. Определить объем раствора HCl, который был использован для титрования.
9. Используя пункты 1-4 и 6-8, повторить эксперимент еще два раза.
10. Полученные результаты занести в таблицу:
11. Провести расчет концентрации щелочи и величины рН данного раствора. Результаты занести в таблицу.
12. Сделать вывод относительно выбора индикатора (фенолфталеина) для ацидиметрического титрования.
НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ
ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ
Задание 1.При экспериментальном определении электролитного состава внутриклеточной жидкости, установлено содержание белков, которое составляет 4,7·10-2 моль/л. Определите тип данного электролита.
A. Сильный;
B. Средней силы;
C. Слабый;
D. Полиэлектролит;
E. Неэлектролит.
Задание 2.
Для проведения биохимических исследований, был приготовлен 0,01моль/л раствор молочной кислоты (КД=1,38·10-4). Определите степень диссоциации в процентах и концентрацию ионов Н+ в данном растворе в моль\л.
A. 0,012 и 1,2·10-6;
B. 0,12 и 1,2·10-5;
C. 1,2 и 1,2·10-4;
D. 12 и 1,2·10-3;
E. 12 и 1,2·10-2.
Задание 3.
С целью моделирования физиологических процессов, которые происходят в плазме крови, необходимо приготовить раствор натрия хлорида с величиной ионной силы 0,15 моль/л. Укажите молярную концентрацию (моль/л), которую должен иметь данный раствор.
A. 0,015;
Задание 4.
Одна из важнейших протолитических реакций организма:
в приведенном примере, определите кислоту по теории Бренстеда-Лоури.
A. HPO42-;
B. H2PO4-;
E. H3PO Задание 5.
Для проведения лабораторного синтеза никотиновой кислоты (витамина РР), необходимо осуществить реакцию алкилирования пиридина (1):
которая происходит только в присутствии катализатора - кислоты Льюиса.
Определите вещество, которое может быть использовано в качестве этой кислоты.
A. AlCl3;
B. [AlCl4]-;
Задание 6.
В лаборатории методом рН-потенциометрии установлена концентрация ионов Н+ в водном растворе альбуминов. Укажите выражение, которое по результатам эксперимента позволяет рассчитать концентрацию ОН--ионов.
Задание 7.
При проведении клинических исследований экспериментально был установлен водородный показатель желудочного сока пациента, который приблизительно равен единице. Определите концентрацию ионов Н+ (моль/л) в данной биологической жидкости.
A. 10-1;
B. 10-2;
C. 10-3;
D. 10-4;
E. 10-5.
Задание 8.
С целью определения функционирования поджелудочной железы, методом кислотно-основного титрования, определена концентрация гидроксид-ионов в образце жидкости данной секреции: [OH-] = 1·10-5 моль/л. Определите величину рН.
Задание 9.
С целью определения основного содержания аскорбиновой кислоты (витамина С) в медицинском препарате, необходимо провести кислотноосновное титрование с использованием индикатора метилового красного.
Укажите окрашивание, которое будет определять завершение титрования.
A. Розовое;
B. Желтое;
C. Синее;
D. Фиолетовое;
E. Отсутствие окрашивания.
Задание 10.
При клиническом анализе образца крови больного экспериментально определен водородный показатель: рН=7,2. Укажите кислотно-основное состояние крови для дальнейшего выбора курса лечения.
A. Физиологическое;
B. Ацидоз;
C. Алкалоз;
D. Гомеостаз E. Гипоксия Эталоны ответов.
КРАТКИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ НА
ПРАКТИЧЕСКОМ ЗАНЯТИИ.
В начале занятия осуществляется определение уровня самостоятельной подготовки студентов к занятию с помощью фронтального опроса.Следующим этапом является решение учебных задач по теме "Кислотноосновное равновесие в организме. Водородный показатель биологических жидкостей". Затем выполняется лабораторная работа с использованием приведенной инструкции.
После завершения лабораторной работы происходит анализ и коррекция знаний студентов путем рассмотрения вопросов: классификация электролитов и диссоциация их водных растворов, кислотно-основные теории, процесс диссоциации и ионное произведение воды, а также понятия о водородном показателе биологических жидкостей. Далее рассматриваются методы кислотно-основного титрования и принцип действия кислотно-основных индикаторов.
Следующим этапом является проведение тестового контроля знаний студентов по теме "Кислотно-основное равновесие в организме. Водородный показатель биологических жидкостей" с использованием тестов формата А.
После завершения тестового контроля, студенты оформляют протокол лабораторной работы, в который вносят результаты экспериментального определения концентрации кислоты или щелочи и расчет величин рН.
Занятие заканчивается подведением итогов работы и оцениванием знаний студентов: объявляются результаты тестового контроля, и осуществляется проверка протоколов выполненной лабораторной работы.
БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ, КЛАССИФИКАЦИЯ И МЕХАНИЗМ ДЕЙСТВИЯ.
АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.
Постоянство величин рН биологических жидкостей является основой нормального функционирования организма: обуславливает каталитическое действием ионов Н+ в реакциях гидролиза органических веществ, обеспечивает биологическую активность ферментов при определенных значениях рН, поддерживает на постоянном уровне осмотическое давление биологических жидкостей и др. Механизм поддержания величин рН жидкостей на определенном уровне реализуется за счет работы физиологических (почки, печень, легкие) и физико-химических (буферные растворы) систем. При этом работа буферные системы компенсирует сдвиг рН жидкостей мгновенно, в отличие от физиологических систем.Наиболее важными являются буферные системы крови, которые предотвращают изменение рН при попадании из тканей органических кислот (угольная, молочная, масляная) и основных веществ (аммиак, креатин). При этом буферные системы условно можно классифицировать на органические (белковая, гемоглобиновая-оксигемоглобиновая) и неорганические (гидрокарбонатная, фосфатная). Следует отметить, что неорганические буферы присутствуют как в плазме, так и в эритроцитах, однако, белковый буфер локализован лишь в плазме, а гемоглобиновый – в эритроцитах.
При проведении клинических исследований, широко применяют буферные растворы с определенным диапазон значений рН, максимально приближенным к биологических жидкостей. Подобное "моделирование" основных жидкостных сред организма позволяет изучать протекание биохимических процессов, рассматривать возможные изменения кислотного баланса при введении лекарственных средств и разрабатывать способы устранения подобных изменений.
ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.
ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.Уметь интерпретировать состав буферных растворов организма и механизм их действия.
КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ
УМЕТЬ:1. Интерпретировать состав буферных растворов.
2. Интерпретировать расчет величины рН буферных систем.
3. Интерпретировать механизм действия буферных систем.
4. Трактовать величину буферной емкости.
5. Интерпретировать компоненты и механизм действия буферных систем организма.
6. Трактовать кислотно-основное состояние крови.
СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.1. Классификация и основные компоненты буферных растворов.
2. Уравнения Гендерсона-Гассельбаха. Влияние разведения и концентрирование на величину рН буферов.
3. Механизм действия ацетатной и аммонийной буферных систем.
4. Буферная емкость и факторы, которые определяют данную характеристику.
5. Основные буферные системы организма, механизм их действия и расчет рН:
гидрокарбонатная;
фосфатная;
белковая;
гемоглобиновая-оксигемоглобиновая.
6. Кислотно-основное состояние крови. Резервная щелочность крови.
2. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ.
БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ
емкостьБУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ ОРГАНИЗМА
Гидрокарбонатная 3. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.Основная литература.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця:
Нова книга, 2006. – С. 161-177.
2. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия – К.: Медицина, 2008. – С. 165-179.
Дополнительная литература.
3. Л.П. Садовничая, В.Г. Хухрянский, А.Я. Цыганенко. Биофизическая химия. – К.: Вища шк. Головное изд-во, 1986. – С. 77-90.
4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.
Учебник для ин-тов. – М.: Высш. школа, 1975. – С. 90-100.
ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
Инструкция к проведению опытов на лабораторно-практической части занятия.Опыт №1. Приготовление буферных растворов и определение величин рН.
Принцип метода: метод основан на приготовлении буферных растворов с заданным значением рН.
Материальное обеспечение: пробирки, мерные пробирки, карандаш для стекла; растворы СН3СООН, СН3СООNa, NH4OH, NH4Cl с молярными концентрациями 0,1 моль/л; универсальная индикаторная бумага, стандартная шкала значений рН.
Ход работы:
1. Взять четыре сухие чистые пробирки и поместить их в штатив.
2. Пронумеровать пробирки при помощи карандаша для стекла.
3. При помощи мерной пробирки отмерить раствор уксусной кислоты и поместить в пронумерованные пробирки следующим образом: №1 – 9мл; №2 – 5мл; №3 – 1мл.
4. Используя сухую мерную пробирку, отмерить раствор натрия ацетата и добавить к СН3СООН соответственно: №1 – 1мл; №2 – 5мл; №3 – 9мл.
5. В пробирку №4 поместить 5мл раствора аммиака, отмеренного при помощи сухой мерной пробирки.
6. Добавить к раствору NH4OH 5мл раствора хлорида аммония.
7. В каждую пробирку внести небольшой кусочек универсальной индикаторной бумаги.
8. Определить приблизительные значения рН полученных растворов при помощи стандартной шкалы значений рН.
9. Полученные результаты занести в таблицу:
10. Привести расчет теоретических значений рН приготовленных буферных растворов и внести в таблицу полученные результаты ( ;
11. Проанализировать соответствие экспериментально установленных и теоретических рассчитанных величин рН.
Опыт №2. Определение буферной емкости ацетатного буферного раствора.
Принцип метода: метод основан на экспериментальном определении буферной емкости по количеству добавленной щелочи.
Материальное обеспечение: мерные пробирки, коническая колба, бюретка, растворы СН3СООН, СН3СООNa, NaOH с молярными концентрациями 0, моль/л, раствор индикатора метилового красного.
Ход работы:
1. Рассчитать объемы растворов уксусной кислоты и натрия ацетата (СМ=0,1М), необходимые для приготовления буферного раствора с рН=4,75.
2. При помощи мерной пробирки отмерить рассчитанный объем раствора СН3СООН и внести его в коническую колбу.
3. Отмерить необходимый объем СН3СООNa, добавить к уксусной кислоте и перемешать.
4. Поместить в коническую колбу 2 капли индикатора метилового красного.
5. Определить окрашивание раствора.
6. Промыть бюретку раствором натрия гидроксида (3 раза).
7. Заполнить бюретку раствором NaOH с молярной концентрацией 0,1моль/л и довести уровень жидкости до нуля.
8. По каплям, при интенсивном перемешивании, добавлять раствор щелочи к буферному раствору до изменения окраски (ярко-желтой), которое наблюдается при рН=6,3.
9. Определить объем раствора NaOH, который был использован для титрования.
10. Рассчитать буферную емкость ацетатного буферного раствора.
НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ
ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ
Задание 1.Для проведения биохимических исследований необходимо приготовить буферную систему путем смешивания строго рассчитанных количеств CH3COOH и CH3COONa. Определите тип данного буферного раствора.
A. Кислотный;
B. Основной;
C. Солевой;
D. Амфотерный;
E. Изотонический.
Задание 2.
С целью изучения кинетической активности фермента необходимо задать кислотность реакционной среды рН8 и поддерживать ее на постоянном уровне. Определите вещества, которые могут быть для этого использованы.
A. NH4OH и HCl;
B. NH4OH и NH4Cl;
C. NH4Cl и HCl;
D. NaOH и NH4Cl;
E. NaOH и HCl.
Задание 3.
Для диагностики заболевания необходимо установить кислотно-основное состояние плазмы крови, которое определяется количественным содержанием компонентов гидрокарбонатно буфера. Укажите уравнения ГендерсонаГассельбаха которое может быть для этого использовано.
Задание 4.
При проведении клинических исследований к образцу мочи больного было добавлено небольшое количество соляной кислоты. Однако, это не привело к изменению рН, а вызвало увеличение концентрации одного из неорганических компонентов. Определите данный ион.
A. PO43-;
B. HPO42-;
C. HPO4-;
D. H2PO42-;
E. H2PO4-.
Задание 5.
Для экспериментального определения содержания ионов Са2+ в образце консервированной крови методом комплексонометрии, необходимо приготовить аммонийный буфер с максимальной буферной емкостью.
Определите тип растворов, который необходимо использовать.
A. Разбавленные;
B. Минимальной концентрации;
C. Насыщенные;
D. Пересыщенные;
E. Ненасыщенные.
Задание 6.
Для определения влияния различных факторов на кинетическую активность фермента карбоангидразы, необходимо приготовить гидрокарбонатный буфер, который моделирует основную буферную систему крови. Определите компоненты данной системы.
A. H2CO3/HCO3-;
B. H2CO3/CO32-;
C. HCO3-/CO32-;
D. H2CO3/CO2;
E. H2O/CO2.
Задание 7.
Для определения содержания фосфат-ионов в образце крови было установлено, что рН=7,4. При условии, что, рассчитайте приблизительное соотношение компонентов фосфатного буфера [HPO42-]/[H2PO4-].
Задание 8.
Для подтверждения буферного действия растворов альбуминов крови, к двум образцам были добавлены небольшие количества неорганической кислоты и щелочи. При этом изменение рН не наблюдалось. Определите свойство белков, которое это обусловливает.
A. Растворимость;
B. Наличие небелкового компонента;
C. Амфотерность;
D. Кислотность;
E. Основность.
Задание 9.
При проведении клинического анализа крови пациента после длительного голодания, было определено рН плазмы, которое приблизительно равнялось 7,3. Определите кислотно-основное состояние крови по данному показателю.
B. Ацидоз C. Алкалоз D. Гомеостаз E. Гипоксия Задание 10.
Человек, отдыхающий второй день в санатории Прикарпатья, обратился к врачу с жалобами: легкая усталость, незначительные головокружение, повышенная сонливость. Врач объяснила, что данные симптомы вызваны гипервентиляцией, которая обусловливает изменение резервной щелочности крови. Укажите примерное содержание СО2 (объем. %) в крови.
Эталоны ответов.
КРАТКИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ НА
ПРАКТИЧЕСКОМ ЗАНЯТИИ.
В начале занятия осуществляется определение уровня самостоятельной подготовки студентов к занятию при помощи фронтального опроса.Следующим этапом является решение обучающих задач по теме «Буферные растворы». Далее выполняется лабораторная работа с использованием приведенной инструкции.
После завершения лабораторной работы, происходит анализ и коррекция знаний студентов путем рассмотрения вопросов относительно классификации буферных систем, механизма их действия, расчета величин рН, влияния процессов растворения и концентрирования на величину рН, определение буферной емкости. Также рассматриваются буферные растворы биологических систем организма, особое внимание уделяется системам крови.
Следующим этапом проводится тестовый контроль знаний студентов по теме «Буферные растворы» с использованием тестов формата А.
После завершения тестового контроля, студенты оформляют протокол лабораторной работы, в который вносят результаты экспериментального определения и расчета величин рН буферных растворов, а так же расчет буферной емкости ацетатного буфера.
Занятие заканчивается подведением итогов работы и оцениванием знаний студентов: объявляются результаты тестового контроля, осуществляется проверка протоколов выполненной лабораторной работы.
КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ.
АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.
К коллигативным свойствам растворов, т.е. свойствам, зависящим от количества частиц, относятся осмотическое давление, диффузия, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с чистым растворителем. Осмотическое давление обеспечивает упругость и эластичность тканей. Коллигативные свойства физиологических, гипертонических и гипотонических растворов связаны с их клиническими свойствами. В медицинской практике используется криометрический метод определения осмотического давления по понижению температуры замерзания раствора называют депрессией. Определение депрессии крови, лимфы, мочи позволяет рассчитывать «осмотическую» концентрацию, которую невозможно определить другими методами.
ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.
ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.Уметь интерпретировать коллигативные свойства растворов, которые используются в медицине и биологии.
КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ
УМЕТЬ:1. Идентифицировать явление осмоса и его биологическое значение.
2. Интерпретировать зависимость осмотического давления согласно закона Вант-Гоффа.
3. Интерпретировать явления, которые наблюдаются с живой клеткой, в растворах с различной осмотической концентрацией.
4. Рассчитывать по депрессии точки замерзания растворов осмотическое давление.
5. Рассчитывать моляльную концентрацию и молярную массу растворов.
СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.1. Диффузия в растворах. Коллигативные свойства разбавленных растворов. Первый закон Рауля.
2. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
3. Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
4. Гипо-, гипер-, и изотонические растворы и их применение в медицине.
5. Биологическое значение коллигативных свойств растворов. Гемолиз и плазмолиз 2. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ
СТРУКТУРЫ ТЕМЫ.
Основная литература.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця:
Нова книга, 2006. – С. 111-127.
2. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия – К.: Медицина, 2008. – С. 126-141.
Дополнительная литература.
3. Л.П. Садовничая, В.Г. Хухрянский, А.Я. Цыганенко. Биофизическая химия. – К.: Вища шк. Головное изд-во, 1986. – С. 49-59.
4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.
Учебник для ин-тов. – М.: Высш. школа, 1975. – С. 33-44.
ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
Инструкция к практическому занятию.
РЕШЕНИЕ ОБУЧАЮЩИХ ЗАДАЧ.
Задача 1.В медицинской практике для компенсации больших потерь крови больному вводят физиологический раствор. Определите, сколько граммов соли NaCl потребуется для приготовления 200 мл физиологического раствора (плотность раствора принять равной 1 г/мл).
Эталон решения:
Метод основан на понятии о физиологическом растворе и концентрациях растворов.
1. Что такое физиологический раствор?
Физиологический раствор должен иметь такое же осмотическое давление, как и кровь, то есть быть изотоничным крови.
В качестве такого раствора в клинической практике используется 0,9% раствор NaCl 2. Для приготовления 200 мл 0,9% раствора NaCl используем понятие о процентной концентрации, которая определяется по формуле:
3. Массу раствора определяем по формуле:
где – плотность р-ра, г/мл.
В условии задачи р-ра = 1 г/мл, следовательно:
4. Для приготовления 200 мл физиологического раствора потребуется:
Задача 2.
Общая осмотическая концентрация в плазме крови в норме составляет 0, моль/л. Рассчитайте осмотическое давление плазмы крови при t° = 25°C Эталон решения:
Метод основан на законе Вант-Гоффа.
1. Для определения осмотического давления записываем уравнение ВантГоффа:
где С – молярная концентрация, моль/л;
R – универсальная газовая постоянная, R=0,082 атмлмоль-1К-1;
Т – абсолютная температура, К.
2. Для биологических жидкостей введено понятие осмотической концентрации. Она определяется суммарной концентрацией всех частиц в жидкости и используется для расчета Росм вместо молярной концентрации.
3. Рассчитываем осмотическое давление крови при 25°С 4. Осмотическое давление крови при 25°С ниже нормы (норма 7,7 атм) Задача 3.
Осмотическое давление плазмы крови в среднем равно 7,7 атм. Рассчитайте депрессию температуры замерзания крови при t° = 37°C Задача 4.
Рассчитать молярную концентрацию раствора глюкозы для внутривенного введения. Осмотическое давление крови 7,7 атм.
НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ
ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ
Задание 1.Перемещение веществ в клетку осуществляется при помощи осмоса.
Укажите, наличие каких двух факторов является причиной возникновения осмоса:
A. Несмешивающиеся жидкости, разделенные ППМ;
B. Растворы с одинаковой концентрацией, разделенные ППМ;
C. Растворы с разной молярной концентрацией, разделенные ППМ;
D. Растворы с разными несмешивающимися растворителями;
E. Растворы, разделенные стеклянной перегородкой.
Задание 2.
Явление гемолиза наблюдается в растворах определенной концентрации.
Укажите процентное содержание раствора NaCl, в котором будет наблюдаться гемолиз.
Задание 3.
Для расчета осмотического давления растворов электролитов вводится изотонический коэффициент i. Укажите фактора, который определяет величину данного коэффициента.
A. Молекулярная масса вещества;
B. Температура замерзания раствора;
C. Природа растворителя;
D. Степень диссоциации растворенного вещества;
E. Осмотическое давление.
Задание 4.
Вычислите осмотическое давление Концентрация раствора NaCl равна 0, моль/л при t° = 25°C (R = 0,082). Вычислите осмотическое давление данного раствора.
A. 11,52;
B. 6,73;
C. 4,89;
D. 1,29;
E. 1,24.
Задание 5.
Осмотическое давление одна из важнейших характеристик водных растворов. Укажите 0.1М раствор с наибольшим осмотическим давлением.
A. глюкозы;
B. уксусной кислоты;
C. хлорида кальция;
D. хлорида натрия;
E. белка.
Задание 6.
Раствор NaCl является изотоничным крови (Росм крови = 7,7 атм; R = 0,082).
Укажите его молярную концентрацию.
A. 0,41;
B. 0,32;
C. 0,25;
D. 0,23;
E. 0,15.
Задание 7.
Гипертонические растворы солей MgSO4 и Nа2SO4 применяются в качестве слабительных средств. Укажите, какое уравнение можно использовать для расчета осмотического давления в растворе Nа2SO4.
Задание 8.
Температура кипения раствора описывается следствием из закона Рауля.
Укажите, как изменяется tкип физиологического раствора (0,9% раствора NaCl), если увеличить концентрацию соли в нем.
A. Вначале повысится;
B. Понизится, а потом понизится;
C. Повысится;
D. Не изменится;
E. Повыситься или понизиться в зависимости от природы растворителя.
Эталоны ответов.
КРАТКИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ НА
ПРАКТИЧЕСКОМ ЗАНЯТИИ.
Вначале занятия осуществляется проверка уровня подготовки студентов к занятию путем фронтальной беседы.После этого студенты решают ситуационные задачи по теме «Коллигативные свойства растворов». В процессе решения задач разбирается теоретический материал. Обращается особое внимание на медикобиологическое значение явления осмоса и применение растворов с различной осмотической концентрацией в клинической практике.
Следующим этапом является проведение тестового контроля знаний по теме «Коллигативные свойства растворов» с использованием тестов формата А.
Занятие заканчивается подведением итогов и объявлением результатов тестового контроля.
ОСМОС И ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ.
АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.
Осмос имеет большое значение для растительных и животных организмов, способствуя оводнению клеток и межклеточных структур. Осмотическое давление обуславливает тургор клеток. Осмотическое давление плазмы крови человека характеризуется постоянством и равно 7,7 атм.Для возмещения больших потерь крови и при сильном обезвоживании внутривенно вводят физиологические растворы, изотоничные крови.
Гипертоничные растворы применяются для обработки ран, при аллергических реакциях. В организме осмотическое давление является важным фактором, определяющим распределение воды и питательных веществ между органами и тканями.
В медицинской практике используется криометрический метод определения осмотического давления по понижению температуры замерзания растворов.
ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.
ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.Уметь определять осмотическое давление растворов по депрессии температуры замерзания, а также рассчитывать осмотическую концентрацию растворов и молекулярную массу вещества.
КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ
УМЕТЬ:1. Определять депрессию температуры замерзания растворов.
2. Рассчитывать молярную, моляльную и массовую долю раствора.
3. Определять осмотическое давление растворов с помощью депрессии температуры замерзания этого раствора.
4. Рассчитывать молекулярную массу растворенного вещества.
5. Интерпретировать значение осмотического давления в биологии и медицине.
СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.1. Осмос. Осмотическое давление в растворах электролитов и неэлектролитов.
2. Осмотическое давление плазмы крови. Онкотическое давление.
3. Второй закон Рауля. Зависимость температуры замерзания и кипения от концентрации растворов и природы растворителя.
4. Криометрия и эбулиометрия и их использование в медикобиологических исследованиях.
5. Биологическая роль осмоса и осмотического давления.
2. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ.
ОСМОС И ОСМОТИЧЕСКОЕ
ДАВЛЕНИЕ
Криометрическое определение осмотического Определение моляльной концентрации и молекулярной массы.Значение осмоса и криометрических 3. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.
Основная литература.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця:
Нова книга, 2006. – С. 111-127.
2. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия: учебник – К.: Медицина, 2008. – С. 126-141, 331-335.
Дополнительная литература.
3. Л.П. Садовничая, В.Г. Хухрянский, А.Я. Цыганенко. Биофизическая химия. – К.: Вища шк. Головное изд-во, 1986. – С. 49-59.
4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.
Учебник для ин-тов. – М.: Высш. школа, 1975. – С. 33-44.
ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
Инструкция к проведению опытов на лабораторно-практической части занятия.Опит №1. Определение температуры замерзания исследуемого раствора.
Принцип метода: метод основан на способности растворов замерзать при более низкой температуре по сравнению с чистым растворителем.
Материальное обеспечение: стакан с охлаждающей смесью льда с солью, химический термометр, пробирка, пипетка, исследуемый раствор электролита, дистиллированная вода.
Ход работы:
1. Готовят охлаждающую смесь в стакане, состоящую из льда с солью NaCl.
2. Пробирку заполняют исследуемым раствором и помещают в неё термометр.
3. Погружают пробирку в охлаждающую смесь.
4. С помощью термометра исследуемый раствор в процессе охлаждения перемешивают.
5. При появлении в растворе первых кристалликов льда по шкале термометра определяют температуру замерзания раствора ( t°зам).
6. Аналогично определяют температуру замерзания чистого растворителя – дистиллированной воды.
Опыт №2. Определение осмотического давления и молярной массы исследуемого вещества на основании полученных экспериментальных данных.
Принцип метода: метод основан на законе Рауля и законе Вант-Гоффа.
Материальное обеспечение: стакан с охлаждающей смесью льда с солью, химический термометр, пробирка, пипетка, исследуемый раствор электролита, дистиллированная вода.
Ход работы:
1. Рассчитывают понижение температуры замерзания раствора tзам:
2. Определяют моляльную концентрацию (Сm) исследуемого раствора, исходя из закона Рауля:
где Kводы = 1,86;
изотонический коэффициент і = 2.
3. Осмотическое давление исследуемого раствора при комнатной температуре определяют по закону Вант=Гоффа:
для разбавленных растворов молярную концентрацию СM можно считать приблизительно равной моляльной концентрации Cm.
4. Молярную массу растворенного вещества определяют исходя из формулы:
где mв-ва – масса растворенного вещества в одном литре раствора (сообщит преподаватель), г;
Mв-ва – молярная масса растворенного вещества, г/моль.
5. Определить относительную ошибку измерения Mв-ва, узнав у преподавателя истинную молярную массу растворенного вещества.
НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ
ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ
Задание 1.Давление плазмы крови человека характеризуется достаточным постоянством и связано с движением молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией. Укажите название данного процесса.
A. Осмос;
B. Диффузия;
C. Броуновское движение;
D. Тепловое движение;
E. Химическое взаимодействие.
Задание 2.
Осмотическое давление крови человека характеризуется достаточным постоянством. Укажите пределы осмотического давления крови человека в атм.
D. 8,8 – 10, E. 10,7 – 11, Задание 3.
Для расчета осмотического давления растворов применяется уравнение Вант-Гоффа. Укажите уравнение, по которому можно рассчитать осмотическое давление раствора хлорида натрия.
A. Pосм. = CRT;
B. Pосм. = CRT;
C. Pосм. = iCRT;
D. Pосм. = iC(R + T);
E. Pосм. = (i + )CRT.
Задание 4.
Осмотическое давление крови обусловлено большим количеством ионов низкомолекулярных и высокомолекулярных соединений. Укажите раствор электролита, в котором будет максимальное осмотическое давление при одинаковой молярной концентрации.
A. NaCl;
C. CaCl2;
D. AlCl3;
E. Ca(NO3)2.
Задание 5.
Гемолиз эритроцитов наблюдается в определенном растворе NaCl. Укажите процентную концентрацию этого раствора.
Задание 6.
Осмотическое давление в организме обуславливает тургор клеток. Укажите фактор, от которого зависит осмотическое давление в этом случае.
A. Активная кислотность;
B. Электропроводность;
C. Массовая концентрация;
D. Число молей;
E. Природа растворителя.
Задание 7.
Для лечения гнойных ран используют раствор хлорида натрия соответствующей концентрации. Укажите необходимую концентрацию данного раствора в процентах.
Задание 8.
Для расчета Росм крови вводится изотонический коэффициент. Укажите фактор, который определяет данную величину.
A. Молекулярная масса;
B. Температура замерзания;
C. Природа растворителя;
D. Степень диссоциации;
E. Осмотическое давление.
Задание 9.
Явление плазмолиза наблюдаются в растворах с различной концентрацией солей. Укажите процентную концентрацию раствора NaCl, в котором будет наблюдаться это явление.
Задание 10.
В 1 л раствора неэлектролита растворено 0,05моль вещества при 35°С (R = 0,082). Укажите осмотическое давление этого раствора.
Эталоны ответов.
КРАТКИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ НА
ПРАКТИЧЕСКОМ ЗАНЯТИИ.
В начале занятия осуществляется проверка уровня подготовки студентов к занятию путем фронтальной беседы.После этого студенты решают учебные задачи по теме «Осмос.
Осмотическое давление». Следующим этапом является выполнение лабораторной работы с использованием приведенной инструкции. После завершения практической части студенты рассчитывают все величины, указанные в методике и оформляют протокол лабораторной работы.
После завершения лабораторной работы проводится анализ и коррекция знаний студентов, обращается внимание на медико-биологическое значение данной темы.
Следующим этапом является проведение тестового контроля знаний по теме «Осмос. Осмотическое давление» с использованием тестов формата А.
Занятие заканчивается подведением итогов и оцениванием знаний студентов:
объявляются результаты тестового контроля и осуществляется проверка протоколов лабораторной работы.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ В БИОЛОГИИ И МЕДИЦИНЕ.
АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.
Все реакции, происходящие в живом организме, сопровождаются электрохимическими явлениями. К ним относится три типа биоэлектрических потенциалов (диффузионные, мембранные и фазовые), а также окислительновосстановительные потенциалы, которые обусловлены межмолекулярным переносом электронов и образованием энергии, необходимой для жизнедеятельности организма. К числу окислительно-восстановительных систем относятся такие системы в крови и тканях, как гем\гематин и цитохромы, аскорбиновая кислота (витамин С), система глутатиона, цистинцистеина, янтарной и фумаровой кислот и др. Каждое звено цепи данных окислительно-восстановительных процессов характеризуется определенным числовым значением окислительно-восстановительного потенциала, величина которого указывает на возможность протекания реакции на конкретном участке цепи. Зная возможность протекания и направления окислительновосстановительного процесса, можно правильно подобрать среду и условия для благоприятного протекания реакции. Данный факт широко применяется в медико- биологических исследованиях, физиотерапии (электрофорез), кардиологии (ЭКГ), неврологии (ЭЭГ), стоматологии (подбор материалов при протезировании), клинико-диагностических лабораториях (определение ионного состава и рН биологических жидкостей), фармакологии и фармацевтической химии (качественный и количественный анализ фармацевтических препаратов, изучение механизма лечебного действия фармацевтических препаратов).
ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.
ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.Уметь интерпретировать понятия удельной и эквивалентной проводимости растворов электролитов, классификацию электродов, механизм возникновения электродных потенциалов, а также биопотенциалов, применительно к определению направления окислительно-восстановительных процессов в биологии и медицине.
КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ.
УМЕТЬ:1. Интерпретировать понятия электропроводимости растворов электролитов, удельной и эквивалентной проводимости.
2. Интерпретировать понятие электродных потенциалов металлов, факторов, влияющих на их величину, уравнение Нернста для электродного потенциала, а также гальванического элемента, его электродвижущей силе (ЭДС) применительно к определению направления окислительно-восстановительных реакций (ОВР).
3. Трактовать классификацию электродов, свойства стандартного (нормального) водородного электрода, применительно к их использованию в биологических и медицинских исследованиях.
4. Интерпретировать сущность потенциометрического метода определения рН применительно к медико-биологическим исследованиям.
5. Трактовать понятия о биопотенциалах, диффузионных и мембранных потенциалах, исходя из их биохимической роли и медико-биологического значения.
СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ.
І. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.1. Электропроводимость растворов электролитов, удельная и эквивалентная проводимости.
2. Электродные потенциалы металлов:
- механизм возникновения;
-факторы, влияющие на их величину;
-нормальный (стандартный) потенциал водородного электрода, уравнение Нернста для вычисления электродного потенциала;
-гальванический элемент, его электродвижущая сила (ЭДС);
-определение направления ОВР по разности стандартных электродных потенциалов.
3. Классификация электродов и их применение в биологии и медицине:
- электроды І рода; нормальный водородный електрод;
-электроды ІІ рода;
-ионообменные электроды;
-окислительно-восстановительные электроды.
4. Потенциометрический метод определения рН среды, его характеристика, преимущества, применение в медицинских и биологических исследованиях.
5. Понятие о биоэлектрических потенциалах. Диффузионные и мембранные потенциалы, их биохимическая роль и медицинское значение.
ІІ. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ.
Структура Медикопри протезировании биологическое ІІІ. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.Основная литература.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця: Нова книга, 2006. – С..
2. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия.
– К.: Медицина, 2008. – С.195-209.
3. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія.
Підручник. – Вінниця: Нова книга, 2003. – С.228-251.
Дополнительная литература.
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для ВУЗов. М.:
Высшая школа, изд. центр «Академия», 2001. – С. 240-247.
2. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. – К.: Вища школа, 1986. – С.93-97,103-137.
3. Равич - Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. -М.:
Высшая школа, 1975. - С.52-75.
4. Селезнёв К.А. Аналитическая химия. М.: «Высшая школа», 1973.- С.72-73, 78-79, 85, 90-91, 108, 142-143, 153.
ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ.
Инструкция к проведению опытов на лабораторно-практической части занятия.Опыт №1. Восстановление ионов меди металлическим железом.
Принцип метода: метод основан на способности железа восстанавливать металлы, стоящие за ним в ряду напряжений, из растворов их солей.
Материальное обеспечение: штатив с пробирками, железный гвоздь, раствор сульфата меди (0,2 Н).
Ход работы:
1. В пробирку внести 10 капель 0,2 Н раствора сульфата меди.
2. Опустить в раствор железный гвоздь.
3. Спустя 2 минуты извлечь гвоздь из раствора.
4. Наблюдать на поверхности железного гвоздя образование красного налета, объяснить причину.
5. Написать уравнение реакции и уравнять его методом полуреакций, отметить окислитель и восстановитель.
Опыт №2. Окисление сульфида натрия дихроматом калия.
Принцип метода: метод основан на окислительной способности дихроматаниона в кислой среде образовывать Сr3+, что сопровождается изменением окраски раствора.
Материальное обеспечение: штатив с пробирками, раствор серной кислоты Н, раствор дихромата калия 0,2 Н, раствор сульфита натрия 0,1 Н, универсальная индикаторная бумага.
Ход работы:
1. В микропробирку налить 10 капель 2 Н раствора серной кислоты.
2. Добавить 6-8 капель 0,2 Н раствора дихромата калия и 8-10 капель 0,1 Н раствора сульфита натрия.
3. Наблюдать изменение оранжевой окраски раствора на зеленую.
4. Определить реакцию среды с помощью универсальной индикаторной 5. Составить уравнение реакции и уравнять его методом полуреакций, отметить окислитель и восстановитель.
Опыт №3. Окисление нитрита натрия перманганатом калия.
Принцип метода: метод основан на способности иона MnO4–восстанавливаться, образуя различные продукты реакций, в зависимости от реакции среды.
Материальное обеспечение: часовые стекла, раствор серной кислоты (2Н), раствор перманганата калия (0,1Н), раствор нитрита натрия (0,5Н), дистиллированная вода, стеклянные палочки.
Ход работы:
А)1. На часовое стекло нанести 8 капель 2Н раствора серной кислоты.
2. Добавить 5 капель 0,1Н раствора перманганата калия.
3. Внести 6 капель 0,5Н раствора нитрита натрия, перемешать стеклянной палочкой.
4. Охарактеризовать внешний эффект реакции (изменение окраски раствора).
5. Определить, в какой среде протекает данная ОВР.
6. Составить уравнение данной ОВР и уравнять его методом полуреакций, отметить окислитель и восстановитель.
Б)1. На часовое стекло нанести 8 капель дистиллированой воды.
2. Добавить 5 капель 0,1Н раствора перманганата калия.
3. Внести в смесь 6 капель 0,5Н раствора нитрита натрия, перемешать стеклянной палочкой.
4. Отметить изменение окраски раствора.
5. Определить, в какой среде протекает данная ОВР.
6. Составить уравнение данной ОВР и уравнять его методом полуреакций, отметить окислитель и восстановитель.
Опыт№4. Окисление соляной кислоты перманганатом калия.
Принцип метода: метод основан на способности перманганата калия окислять соляную кислоту до выделения газообразного хлора.
Материальное обеспечение: штатив с микропробирками, кристаллы сухого перманганата калия KMnO4, раствор концентрированной соляной кислоты, белый лист бумаги.
Ход работы:
1. В микропробирку внести 15 капель концентрированной соляной кислоты.
2. Опустить в пробирку с кислотой несколько кристаллов KMnO4 (под вытяжкой!).
3. Сзади пробирки поставить белый лист бумаги.
4. Спустя некоторое время наблюдать образование газа зеленого цвета.
5. Определить, какой это газ.
6. Составить уравнение ОВР и уравнять его методом полуреакций.
7. Подчеркнуть одной линией – окислитель, двумя - восстановитель.
НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ
ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ
Задание№1.Окислительно-восстановительные свойства вещества определяются способностью элементов, входящих в состав вещества, отдавать или принимать электроны. Укажите величину, которая количественно характеризует эти свойства вещества в водных растворах.
A. Энергия ионизации.
B. Энергия гидратации.
C. Электроотрицательность.
D. Сродство к электрону.
E. Окислительно-восстановительный потенциал Задание №2.
Цинковая пластинка опущена в раствор соли ZnCl2. Укажите процессы, которые происходят при контакте данной пластинки с раствором.
A. Ионы цинка переходят в раствор.
B. Ионы цинка переходят из раствора на пластинку.
C. Заряд поверхности цинковой пластинки не меняется.
D. Масса пластинки увеличивается.
E. Масса пластинки уменьшается.
Задание№3.
Стандартные потенциалы металлов приведены в шкале электродных потенциалов. Что принимается за условный нуль в этой шкале?
A. Стандартный потенциал кислородного электрода.
B. Потенциал земной поверхности.
C. Потенциал данного электрода при активности потенциалопределяющих D. Потенциал данного электрода при нормальных условиях ( н.у.) E. Потенциал стандартного водородного электрода.
Задание№4.
Пять пластин различных металлов опущены в сосуды с водой. Укажите пластину, на поверхности которой концентрация свободных электронов будет наибольшей.
A. Железная B. Серебряная C. Медная D. Магниевая E. Никелевая Задание№5.
Металлы расположили в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов. Какой из приведенных рядов соответствует этому условию?
A. Fe, Co, Ni, Mg, Al.
B. Na, Mg, Al, Fe, Cu.
C. Cu, Ag, Hg, Zn, K.
D. Zn, K, Sn, Hg, Au.
E. Pb, Al, Sn, Cu, Pt.
Задание№6.
Молярная масса эквивалента перманганата калия KMnO4 в реакции окисления сульфита калия в кислой среде имеет определенное значение. Укажите это значение.
A. 158, B. 52, C. 0, D. 31, E. 316, Задание №7.
Величина потенциала водородного электрода при 25°С в нейтральной среде имеет определенное значение. Укажите это значение в вольтах.
A. – 0, B. 0, C. – 0, D. 0, E. – 0, Задание№8.
В гальваническом элементе проходит реакция (условия стандартные):
Укажите, чему равна ЭДС этого гальванического элемента в вольтах.
Задание№9.
При работе одного из приведенных гальванических элементов не изменяется масса цинковой пластинки. Укажите этот элемент.
A. Zn|ZnSO4|MnSO4|Mg B. Cu|CuSO4|ZnSO4|Zn C. Ag|Ag2SO4|ZnSO4|Zn D. Zn|H2SO4|CuSO4|Cu E. Zn|H2SO4|MgSO4|Mg Задание№10.
ЭДС гальванического элемента зависит от стандартной электродвижущей силы и соотношения активностей потенциалопределяющих ионов. Укажите, какое из приведенных уравнений правильно отражает эту зависимость.
Эталоны ответов к заданиям.
КРАТКИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ НА
ПРАКТИЧЕСКОМ ЗАНЯТИИ.
В начале занятия осуществляется проверка уровня подготовки студентов к занятию путем фронтальной беседы.После проверки уровня подготовки к занятию студенты решают обучающие задачи по теме «Электрохимические процессы в биологии и медицине».
Следующим этапом является выполнение лабораторной работы с использованием приведенной инструкции. После завершения практической части студенты оформляют протокол лабораторной работы, в который вносят уравнения проведенных реакций и аналитические сигналы, наблюдаемые при проведении опытов.
Далее осуществляется анализ и коррекция знаний студентов путем рассмотрения понятий электропроводимости растворов электролитов, механизма возникновения электродных потенциалов и расчетов их величин применительно к определению направления ОВР, биопотенциалов, типов электродов и особенностей потенциометрического метода определения рН, а также их применения в медицинских и биологических исследованиях.
Следующим этапом занятия является проведение тестового контроля знаний студентов по теме «Электрохимические процессы в биологии и медицине» с использованием тестов формата А.
Занятие заканчивается подведением итогов работы и оцениванием знаний студентов: объявляются результаты тестового контроля и осуществляется проверка протоколов выполненной лабораторной работы.
ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКАЯ
ТЕРМОДИНАМИКА.
АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.
Все химические реакции сопровождаются различными энергетическими эффектами: выделением или поглощением тепла, света, энергии.Термодинамика изучает взаимные превращения различных видов энергии, отвечает на вопрос о возможности и направлении процессов, рассчитывает их тепловые эффекты.
Превращение энергии в биологических системах изучает биоэнергетика – раздел химической термодинамики, базирующийся на положениях, согласно которым ко всем живым системам можно применять законы термодинамики.
Живая клетка организма в целом является открытой термодинамической системой, в которую беспрерывно поступают и выводятся вещества, а также осуществляется обмен энергии с окружающей средой. Ведь процессы обмена веществ в жизнедеятельности клетки связаны с преобразованием энергии.
Актуальным является также рассмотрение термодинамических основ таких физиологических явлений, как устойчивость и надежность организмов, их реакции на внешние и внутренние сигналы, адаптации организмов к изменяющимся условиям среды, к заболеваниям и к применяемым при этом лекарственным препаратам.
В последние годы методы биоэнергетики применяются при исследовании таких биохимических процессов, как тканевое дыхание, фотосинтез, гликолиз, а так же при изучении некоторых физиологических процессов на клеточном уровне. Сравнение биоэнергетики здоровых и больных клеток позволяет изучать различные патологические явления, разрабатывать диагностику и методы лечения некоторых заболеваний на ранних стадиях.
ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.
ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.Уметь трактовать химические и биохимические процессы с позиции тепловых эффектов и использовать термодинамические функции для определения направления процессов.
КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ.
УМЕТЬ:1. Интерпретировать энергетику химических и фазовых преобразований;
термодинамические понятия: система, состояние, свойства, параметры и функции состояния; термодинамические процессы.
2. Интерпретировать законы термодинамики и термохимии (I, II законы, закон Гесса).
3. Интерпретировать уменьшение функции состояния, как условие и критерий протекания самопроизвольного процесса, который идет с выделением энергии.
4. Интерпретировать использование термохимических расчетов для энергетической характеристики и направления протекания биохимических процессов.
5. Трактовать роль химической термодинамики и энергетики в биологических системах и медицинской практике.
СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.1. Энергетика химических и фазовых преобразований. Термодинамические системы, параметры и функции состояния. Термодинамический процесс.
2. I закон термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия. Тепловой эффект изохорного и изобарного процессов.
3. Термохимические уравнения, их особенности. Закон Гесса и следствия из него.
4. Термохимические расчеты для энергетической характеристики биохимических процессов и оценки калорийности продуктов питания.
5. II закон термодинамики. Энтропия, как мера беспорядка системы.
Уравнение Больцмана. Термодинамические потенциалы: энергия Гиббса, энергия Гельмгольца.
6. Термодинамические условия равновесия. Критерии направления самопроизвольно протекающих процессов.
7. Термодинамика открытых систем. Экзэргонические и эндэргонические процессы в организме. Макроэргические соединения.
2. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ.
ТД СИСТЕМЫ ТД СОСТОЯНИЕ ТД ПРОЦЕСС
Изолированные Открытые ЗакрытыеI ЗАКОН ТД II ЗАКОН ТД ЗАКОН ГЕССА
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
Биоэнеогетика. Макроэргические соединения. Энергетическая 3. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.Основная литература.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця: Нова книга, 2006. – С. 366-418.
2. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия: – К.: Медицина, 2008. – С. 59-80.
Дополнительная литература.
3. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія.
Підручник. – Вінниця: Нова книга, 2003. – С. 126-139.
4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для ВУЗов. – М.:
Высшая школа, изд. центр «Академия», 2001. – С. 175-197.
5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.
Учебник для ин-тов. – М.: Высш. школа, 1975. – С. 10-20.
6. Л.П. Садовничая, В.Г. Хухрянский, А.Я. Цыганенко. Биофизическая химия – К.: Вища шк. Головное изд-во, 1986. – С. 8-37.
ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ.
Инструкция к проведения опытов лабораторно-практическом части занятия.Опыт №1. Определение теплоты реакции нейтрализации гидроксида натрия с уксусной кислотой.
Принцип метода: метод основан на определении количества теплоты, выделившейся в процессе экзотермической реакции.
Материальное обеспечение: калориметр, термометр на 0-50°С с ценой деления 0,1°, воронка, мерные цилиндры объемом 50 и 100мл, химический стакан объемом 200-250мл, растворы: гидроксида натрия (0,5М), уксусной кислоты (0,5 М).
Ход работы:
1. Отмерить цилиндром 100 мл 0,5М раствора гидроксида натрия.
2. Поместить содержимое в калориметрический стакан.
3. Измерить температуру раствора в стакане (Т1).
4. Отмерить цилиндром 100 мл 0,5М раствора уксусной кислоты.
5. Быстро, без потерь, добавить кислоту к раствору щелочи.
6. Перемешать раствор и измерить его максимальную температуру (Т2).
7. Вычислить тепловой эффект реакции нейтрализации:
где V – общий объем раствора кислоты и щелочи, мл;
– плотность раствора соли (СН3СООNa) – 1,008г/мл;
Т – разница температур Т2-Т1;
С – удельная теплоемкость раствора, равна 0,976 Дж/(г·К);
20 – коэффициент пересчета теплоты реакции на 1 моль;
0,001 – коэффициент пересчета в кДж.
8. Вычислить относительную ошибку опыта, если известно, что теплота нейтрализации Ннейтр. слабой одноосновной кислоты сильным одноосновным основанием – величина переменная. Объяснить.
9. Написать термохимическое уравнение реакции.
НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ
ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ.
Задание 1.Термодинамика изучает свойства различных термодинамических систем и происходящие в них процессы. Определите систему, осуществляющую обмен с другими системами только энергией.
A. Изолированная;
B. Закрытая;
C. Равновесная;
D. Открытая;
E. Гетерогенная.
Задание 2.
Организм человека это открытая термодинамическая система. В каждый момент времени состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами, которые не зависят от предшествующего состояния системы.
Укажите один из таких параметров.
A. Внутренняя энергия;
B. Свободная энергия Гиббса;
C. Температура;
D. Энтальпия;
E. Энтропия.
Задание 3.
Все биохимические процессы в организме человека протекают при постоянном давлении. Укажите тип такого процесса.
A. Изотермический;
B. Изохорный;
C. Изобарный;
D. Равновесный;
E. Адиабатический.
Задание 4.
Первый закон термодинамики является отображением всеобщего принципа сохранения энергии. Укажите математическое выражение этого закона.
Задание 5.
Внутренняя энергия – это полная энергия системы (за исключением потенциальной и кинетической энергии), состоящая из энергии движения молекул, энергии межмолекулярного взаимодействия, энергии движения атомов в молекулах и т.п. Укажите уравнение, которое используется для расчета данной величины.
Задание 6.
Максимальная калорийность пищевых продуктов вычисляется на основании методов термохимии путем определения теплоты сгорания продуктов в специальном приборе. Укажите название данного прибора.
A. Осмометр;
B. Спектрофотометр;
C. Вискозиметр;
D. Калориметр;
E. Калориметрическая бомба.
Задание 7.
Закон Гесса позволяет рассчитывать тепловые эффекты реакций, протекающих в животных и растительных организмах. Укажите уравнение, отвечающее следствию из данного закона.
B. Hреакции = U + A;
D. Hреакции = Hпрод - Нисх.;
Задание 8.
Второй закон термодинамики отражает факторы, определяющие направление и глубину протекания химических реакций. Укажите, для каких систем применим данный закон.
A. Изолированных, гетерогенных;
B. Закрытых, гомогенных;
C. Открытых, гетерогенных;
D. Закрытых, гетерогенных;
E. Открытых, гомогенных.
Задание 9.
В реальных системах термодинамический процесс может сопровождаться и увеличением, и уменьшением энтропии. Укажите, при каком из процессов данная характеристика уменьшается.
A. Плавления;
B. Испарения;
C. Полимеризации;
D. Диссоциации;
E. Возгонки.
Задание 10.
Необратимые процессы старения организма связаны с изменением энтропии. Укажите тип данной энергии.
A. Связанная;
B. Внутренняя;
C. Свободная энергия Гиббса;
D. Рассеянная;
E. Полная энергия системы.
Задание 11.
Изменение свободной энергии Гиббса (G) это максимальная работа, которую организм выполняет за определенное время. Укажите уравнение, при помощи которого можно рассчитать данную термодинамическую функцию.
Задание 12.
Перекись водорода, применяемая в медицинской практике в качестве антисептика, неустойчивое соединение, медленно разлагающееся под действием света. Укажите термодинамическую функцию, которая может служить критерием данного процесса при постоянной температуре и объеме.
A. Энтальпия;
B. Энергия Гельмгольца;
C. Энергия Гиббса;
D. Энтропия;
E. Внутренняя энергия.
Задание 13.
В биоэнергетике при изучении биохимических реакций принято пользоваться значениями G° при рН = 7. Процессы дыхания, усвоения пищи протекают при G < 0. Укажите название таких реакций в биохимии.
A. Эндэргонические;
B. Гомогенные;
C. Обратимые;
D. Экзэргонические;
E. Эндотермические.
Эталоны ответов.
КРАТКИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ НА
ПРАКТИЧЕСКОМ ЗАНЯТИИ.
В начале занятия осуществляется определение уровня подготовки студентов к занятию путем проведения фронтального опроса студентов.После этого студенты решают обучающие задачи по теме «Тепловые эффекты химических реакций. Химическая термодинамика». Следующим этапом является выполнение лабораторной работы с использованием приведенной инструкции. После завершения практической части, студенты оформляют протокол лабораторной работы, в который вносят данные, полученные при проведении эксперимента, и проводят соответствующие расчеты.
После завершения лабораторной работы проводится анализ и коррекция знаний студентов путем рассматривания основных законов термодинамики, свойств различных систем и процессы, происходящие в них, термодинамические потенциалы для энергетической характеристики биохимических реакций Следующим этапом проводится тестовый контроль знаний студентов по теме «Тепловые эффекты химических реакций. Химическая термодинамика» с использованием тестов формата А.
Занятие заканчивается подведением итогов работы и оцениванием знаний студентов: объявляются результаты тестового контроля и осуществляется проверка протоколов выполненной лабораторной работы.
КИНЕТИКА БИОХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ
АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.
Все процессы, которые происходят вокруг нас и внутри нас, идут с преобразованием энергии и с разной скоростью. Большое практическое значение химической кинетики состоит в том, что она разрешает определять, возможен или невозможен тот или иной процесс, и в каких условиях он происходит.Положения химической кинетики, которая изучает скорости и механизмы реакций, с большим успехом применяются для изучения биохимических процессов. Кинетика ферментативных процессов играет большую роль в живой природе и нужна студентам для следующих дисциплин: биохимии, фармакологии, физиологии.
ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.
ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.Уметь объяснять механизмы и скорости биохимических процессов, которые происходят в организме человека.
КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ
УМЕТЬ:1. Интерпретировать гомогенные и гетерогенные реакции, порядок и молекулярность реакций.
2. Рассчитывать скорость химических реакций на основании закона действующих масс и при изменении температуры.
3. Интерпретировать константу скорости реакции, её физический смысл.
4. Интерпретировать понятие энергии активации, теорию активных столкновений, уравнение Аррениуса.
5. Интерпретировать гомогенный и гетерогенный катализ, понятие о роли ферментов в организме.
6. Трактовать константу равновесия на основании закона действующих масс для равновесной системы и направление смещения равновесия по принципу Ле-Шателье.
СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.1. Предмет изучения химической кинетики. Определение и математическое выражение скорости реакции. Порядок и молекулярность реакций.
2. Факторы, влияющие на скорость реакции: концентрация, температура.
Закон действующих масс. Константа скорости. Правило Вант-Гоффа.
3. Теория активных столкновений. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
4. Гомогенный и гетерогенный катализ. Понятие о ферментативном катализе в биологических системах.
5. Необратимые и обратимые реакции. Закон действующих масс для состояния химического равновесия. Направление смещения равновесия по принципу Ле-Шателье.
3. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.
Основная литература.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця:
Нова книга, 2006. – С. 420-428; 434-441; 457-459; 462-467; 476-477.
2. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия: учебник – К.: Медицина, 2008. – С. 82-105.
Дополнительная литература.
3. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія.
Підручник. – Вінниця: Нова книга, 2003. – С. 140-156.
4. Л.П. Садовничая, В.Г. Хухрянский, А.Я. Цыганенко. Биофизическая химия. – К.: Вища шк. Головное изд-во, 1986. – С. 140-166.
5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.
Учебник для ин-тов. – М.: Высш. школа, 1975. – С. 101-109; 115-131.
6. Н.И. Михайличенко. Общетеоретические основы химии. – К.: Высшая школа, 1979. – С. 140-178.
2. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
классификация Факторы, влияющие на классификацияОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
Инструкция к проведению опытов на лабораторно-практической части занятия.Опыт №1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации Принцип метода: метод основан на определении времени образования опалесценции, обусловленной образованием серы в ходе реакции:
Материальное обеспечение: секундомер, штатив с пробирками, пипетки, растворы: серной кислоты (2М), тиосульфата натрия (0,01М).
Ход работы:
1. Приготовьте три раствора тиосульфата натрия разных концентраций.
Для этого в три сухие пробирки внесите:
1) в первую: 4 капли 0,01М раствора Na2S2O3 и 8 капель воды;
2) во вторую: 8 капель 0,01М раствора Na2S2O3 и 4 капли воды;
3) в третью: 12 капель 0,01 М раствора Na2S2O3.
2. В первую пробирку добавьте 1 каплю 2М раствора H2SO4.
Одновременно включите секундомер.
3. Определите время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции.
4. Проведите аналогичные опыты со 2-ой и 3-ей пробирками.
5. Заполните таблицу:
№ пробирки 6. Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. На оси абсцисс отложите концентрации Na2S2O3, на оси ординат – соответствующие им скорости: V=1/t, с-1, где t – время прохождения реакции.
7. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации.
Опыт №2. Влияние температуры на скорость реакции Принцип метода: метод основан на правиле Вант-Гоффа об увеличении скорости реакции в 2-4 раза при повышении температуры на каждые градусов.
Материальное обеспечение: термометр на 100°С, стакан объемом 100 мл с крышкой, в которой имеются отверстия для пробирок и термометра, пипетки, секундомер, растворы: серной кислоты (2М), тиосульфата натрия (2М).
Ход работы:
1. В три пробирки внесите по 10 капель 1М раствора H2SO4.
2. Вставьте пробирки в отверстия крышки стакана с водой.
3. Измерьте температуру воды и добавьте в одну из пробирок 1 каплю 2М раствора H2SO4.
4. Определите время до появления в растворе заметной опалесценции.
5. Добавьте горячей воды в стакан до повышения температуры на 10°С.
6. Добавьте во вторую пробирку 1 каплю 2М раствора H2SO4.
7. Определите время протекания реакции.
8. Повысьте температуру еще на 10°С.
9. Аналогично проведите опыт в третьей пробирке.
10. Постройте график зависимости скорости реакции от температуры.
11. Сделайте соответствующий вывод.
Опыт №3. Влияние концентраций реагирующих веществ на химическое равновесие Принцип метода: метод основан на принципе Ле-Шателье о сдвиге равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.
Материальное обеспечение: штатив с пробирками, пипетки, стеклянные палочки, растворы: хлорида железа (III) (0,00254М), роданида калия (0,0025М), насыщенные растворы хлорида железа (III) и роданида калия, кристаллический хлорид калия.
Ход работы:
1. В четыре пробирки внесите по 5-7 капель 0,0025М раствора FeCl3 и добавьте в них по 5-7 капель 0,0025М раствора KCNS.
2. Содержимое пробирок перемешайте стеклянной палочной.
3. Одну пробирку оставьте для сравнения (контроль).
4. В остальные пробирки добавьте: в первую – 1 каплю насыщенного раствора FeCl3; во вторую – 1 каплю насыщенного раствора KCNS; в третью – несколько кристаллов KCl.
5. Сравните интенсивность окраски растворов с раствором в контрольной пробирке.
6. Напишите уравнение обратимой реакции.
7. Напишите выражение для константы равновесия.
8. Заполните таблицу:
наблюдение за изменением интенсивности окраски пробирки насыщенного насыщенного контроль
НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ
ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ
Задание 1.В организме человека реакция окисления этанола идет по уравнению:
Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию исходных веществ в 5 раз?
A. Уменьшится в 5 раз;
B. Уменьшится в 10 раз;
C. Увеличится в 10 раз;
D. Увеличится в 5 раз;
E. Увеличится в 25 раз.
Задание 2.
Под влиянием ферментов сахароза в организме человека превращается в глюкозу и фруктозу. Как изменится скорость этой реакции при увеличении температуры на 20°С ( = 3)?
A. Уменьшится в 3 раза;
B. Уменьшится в 9 раз;
C. Увеличится в 6 раз;
D. Увеличится в 9 раз;
E. Увеличится в 27 раз.
Задание 3.
Для характеристики смещения равновесия биохимических процессов пользуются значением величины константы равновесии (Кр). Укажите фактор, от которого зависит эта константа.
A. Концентрации реагирующих веществ;
B. Давления;
C. Катализатора;
D. Энергии активации;
E. Природы реагирующих веществ и температуры.
Задание 4.
В организме человека окисление глюкозы протекает по уравнению:
Укажите кинетическое уравнение скорости этой реакции.
A. v= [С6Н12О6] [О2] 6;
B. v= K[С6Н12О6] [О2] 6;
C. v= K[С6Н12О6] [6О2];
D. v=[ С6Н12О6] [6О2];
Задание 5.
В химической кинетике есть такое понятие как порядок реакции. Укажите, чему равен этот показатель в реакции Задание 6.
Сероводород, который является ядом для человека, окисляется по реакции Укажите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции при повышении давления в системе в 4 раза.
Задание 7.
Гидрокарбонат натрия, применяющийся в медицине при ацидозе, подвергается гидролизу по реакции:
Определите константу равновесия (Кр) этой реакции на основании закона действующих масс.
Задание 8.
Известно, что скорость реакции увеличивается с повышением температуры.
Укажите, во сколько раз она увеличится при повышении температуры реакции на 30°С ( = 3).
Задание 9.
Ферменты – вещества белковой природы, которые управляют всеми биологическими функциями организма. Укажите температурный оптимум действия этих веществ в живом организме в градусах.
Задание 10.
Процесс фотосинтеза глюкозы в присутствии природного катализатора – хлорофилла идет по схеме:
Укажите кинетическое уравнение этой реакции.
B. v = [6CO2][6H2O ];
C. v = k[6CO2][6H2O];
Эталоны ответов.
КРАТКИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ НА
ПРАКТИЧЕСКОМ ЗАНЯТИИ.
В начале занятия осуществляется проверка подготовки студентов к самостоятельной работе путем фронтального опроса. Студенты решают обучающие задачи, разбирают и закрепляют теоретический материал:идентифицируют гомогенные и гетерогенные реакции, рассчитывают скорость химической реакции, определяют константу равновесия на основании закона действующих масс.
Далее студенты выполняют самостоятельную работу. Использую инструкцию к лабораторно-практическому занятию, они выполняют опыты и оформляют протокол лабораторной работы.
После завершения лабораторной работы проводится анализ и коррекция знаний студентов. Следующим этапом является проведения тестового контроля знаний студентов по теме «Химическая кинетика. Химическое равновесие.» с использованием тестов формата А.
Занятие заканчивается подведением итогов работы и оцениванием знаний студентов: объявляются результаты тестового контроля и осуществляется проверка протоколов выполненной лабораторной работы.
СОРБЦИЯ БИОЛОГИЧЕСКИ-АКТИВНЫХ ВЕЩЕСТВ НА ГРАНИЦЕ
АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.
Поверхностные явления – это процессы, которые проходят на границе двух фаз и зависят от особенностей и структуры поверхности.Клетки, которые являются основой строения живых организмов, имеют очень большую поверхность распределения, на которой происходит большое количество биологических процессов. Взаимодействие ферментов с субстратами, антител с антигенами, поляризация и деполяризация биологических мембран – все эти явления можно объяснить на основе адсорбционных процессов.
В медицине широко применяют адсорбционную терапию. Например, разные адсорбенты используют для связи токсинов, нежелательных веществ, радиоактивных соединений и их вывод из организма. В основе одного из самых современных методов лечения – гемосорбции, очистка крови от токсинов с помощью разных адсорбентов, лежит механизм молекулярной адсорбции. В медицинской практике этот метод применяется при почечной и печеночной недостаточности, при сильных отравлениях. В медицинской практике широко применяются катионообменные смолы для декальцинирования крови с целью ее консервирования. Жидкие ионообменные смолы являются эффективными пролонгаторами некоторых лекарственных соединений, которые слишком быстро разрушаются в жидких средах организма, как большинство антибиотиков. В основе действия пролонгаторов лежит присоединение лекарственного вещества к матрице полимера по ионообменному механизму.
Широкое применение находят иониты в фармацевтической и биохимической промышленности. Это получение и очистка лекарств и биохимически активных веществ. Таким образом, знание свойств поверхностно – активных веществ помогает глубокому изучению биохимических и физиологических процессов, происходящих в организме.
ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.
ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.Уметь трактовать особенности строения поверхности раздела фаз, строение молекул поверхностно – активных веществ, структуру биологических мембран.
КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ
УМЕТЬ.1. Интерпретировать понятия поверхностные явления, поверхностная энергия, поверхностное натяжение.
2. Интерпретировать поверхностно-активные и поверхностно-инактивные вещества.
3. Трактовать сорбционные процессы.
4. Интерпретировать процесс адсорбции, анализировать влияние различных факторов на данный процесс.
5. Трактовать роль адсорбции в биологических системах и основы адсорбционной терапии.
СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.1. Поверхностные явления. Поверхностная энергия и поверхностное натяжение на поверхности раздела фаз. Поверхностно-активные и поверхностно-инактивные вещества (ПАВ и ПИВ). Правило Траубе-Дюкло.
2. Сорбционные процессы: адсорбция, абсорбция, хемосорбция.
Адсорбенты и адсорбтивы.
3. Адсорбция на поверхности раздела жидкость – газ и жидкость – жидкость. Уравнение Гиббса. Ориентация молекул ПАВ в поверхностном слое.
Представление о структуре биологических мембран.
4. Адсорбция на поверхности раздела твердое тело – газ. Уравнение Ленгмюра. Физическая и химическая адсорбция.
5. Закономерности адсорбции растворенных веществ, паров и газов.
Уравнение Фрейндлиха.
6. Адсорбция ионов. Избирательная и ионообменная адсорбция. Правило Панетта-Фаянса. Ионообменники, их применение.
7. Роль адсорбции и ионного обмена в процессах жизнедеятельности растений и организмов. Физико-химические основы адсорбционной терапии (гемосорбция, плазмосорбция, лимфосорбция, энтеросорбция, аппликационная терапия). Иммуносорбенты.
2.ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ.
ПОВЕРХНОСТНЫЕ
ЯВЛЕНИЯ
Адсорбция из растворов (гемосорбция) 3. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.Основная литература.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця:
Нова книга, 2006. – С. 562-593.
2. Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия. Учебник. – К.: Медицина, 2008. – С. 217-242.
Дополнительная литература.
3. Л.П. Садовничая, В.Г. Хухрянский, А.Я. Цыганенко. Биофизическая химия. – К.: Вища шк. Головное изд-во, 1986. – С. 166-182.
4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.
Учебник. – М.: Высш. школа, 1975. – С. 153-167.
ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
Инструкция к проведению опытов на лабораторно-практической части занятия.Опыт №1. Определение поверхностного натяжения этилового спирта сталагмометрическим методом.
Принцип метода: метод основан на определении массы капли, вытекающей из сталагмометра, в момент ее отрыва.
Материальное обеспечение: сталагмометр, этиловый спирт различных концентраций: 0,1М, 0,25М, 0,5М, 0,75М, дистиллированная вода, стеклограф, пробирки, груша, фильтровальная бумага.
Ход работы:
1. Поставить стеклографом граничные метки на сталагмометре.
2. Сталагмометр заполнить водой до верхней метки.
3. Дать воде вытекать из капилляра по каплям.
4. Считать капли от верхней до нижней метки.
5. Опыт повторить трижды.
6. Рассчитать среднее значение числа капель (nо).
7. Повторить пункты 2-6 для водных растворов этилового спирта разных концентраций.
8. Экспериментальные данные внести в таблицу:
9. Рассчитать поверхностное натяжение растворов спирта по формуле:
где o – поверхностное натяжение воды = 7,3·10-2дж/м2;
no и o – плотность и число капель воды;
n и – плотность и число капель спирта;
и в – принимаем приблизительно равными 1 г/см3.
10. Построить график зависимости: = f(С) при Т = const.
11. Оформить протокол лабораторной работы НАБОР ЗАДАНИЙ ДЛЯ ПРОВЕРКИ ДОСТИЖЕНИЯ КОНКРЕТНЫХ
ЦЕЛЕЙ ОБУЧЕНИЯ
Задание 1.Из термодинамики известно, что всякая система стремиться обладать минимальным запасом энергии. Укажите, каким путем можно уменьшить свободную поверхностную энергию гетерогенной системы.
A. Уменьшить поверхностное натяжение;
B. Уменьшить концентрацию растворенных веществ;
C. Увеличить поверхность раздела фаз;
D. Увеличить поверхностное натяжение;
E. Прокипятить раствор.
Задание 2.
Поверхностно-активными свойствами обладают многие органические соединения. Укажите, какое из указанных соединений имеет наиболее высокую поверхностную активность.
A. Трилон-Б;
B. Стеариновая кислота;
C. Бутанол;
D. Уксусная кислота;
E. Фосфорная кислота.
Задание 3.
Поверхностно-активные вещества обычно обладают низким поверхностным натяжением. Укажите характерную особенность строения молекул ПАВ.
A. Дифильность;
B. Малое сродство к воде;
C. Хорошая растворимость в воде;
D. Отрицательная адсорбция;
E. Наличие двух ковалентных связей.
Задание 4.
Среди процессов происходящих на поверхности раздела фаз в гетерогенных системах большое значение имеют сорбционные явления. Укажите название вещества, являющееся поглотителем.
A. Сорбент;
B. Сорбтив;
C. Адсорбтив;
D. Абсорбтив;
E. Десорбция.
Задание 5.
Всякая поверхность характеризуется запасом энергии, называемой поверхностной энергией. Укажите, от какого фактора зависит эта энергия.
A. природы растворителя;
B. природы растворенного вещества;
C. величины площади раздела фаз;
D. величины поверхностного натяжения;
E. диэлектрической проницаемости.
Задание 6.
Адсорбция – это изменение концентрации компонентов в поверхностном слое по сравнению с объемной фазой. Укажите, что происходит при адсорбции на границе раздела фаз.
A. Происходит установление адсорбционного равновесия между неподвижной и подвижной фазами;
B. Происходит удаление адсорбированных веществ с адсорбентов при помощи растворителей;
C. Происходит накопление одного вещества на поверхности другого;
D. Происходит взаимодействие адсорбента и адсорбтива;
E. Поглощаемое вещество диффундирует вглубь поглотителя и распределяется по всему объему.
Задание 7.
Чем больше радиус иона, тем выше поляризуемость и тем лучше они адсорбируются. Укажите ион, обладающий наибольшей адсорбционной способностью.
Задание 8.
Поверхностно-инактивные вещества хорошо растворимы в воде и взаимодействие их с растворителем сильнее, чем между молекулами растворителя. Укажите поверхностно-инактивное вещество.
A. Пропановая кислота;
B. Метиламин;
C. Уксусная кислота;
D. Бутанол;
E. Сернал кислота.
Задание 9.
Процесс очистки воды при помощи ионитов широко используется в промышленности. Укажите, от каких ионов можно очистить воду при помощи анионитов.
D. HNO2;
Эталоны ответов.
КРАТКИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ НА
ПРАКТИЧЕСКОМ ЗАНЯТИИ.
В начале занятия осуществляется определение уровня подготовки студентов к занятию при помощи фронтальной беседы.Следующим этапом является выполнение лабораторной работы с использованием приведенной инструкции. После завершения практической части, студенты оформляют протокол, в который вносят уравнения проведенных реакций и наблюдаемые при проведении опытов аналитические сигналы.
После выполнения лабораторной работы, студенты выполняют самостоятельную работу путем решения ситуационных задач по теме:
«Сорбция биологически-активных веществ на границе раздела фаз. Адсорбция на поверхности жидкости».
Далее происходит анализ и коррекция знаний студентов путем рассмотрения теоретических вопросов решения обучающих задач.
Следующим этапом проводится тестовый контроль знаний студентов по теме: «Сорбция биологически-активных веществ на границе раздела фаз.
Адсорбция на поверхности жидкости» с использованием тестов формата А.
Занятие заканчивается подведением итогов работы и оцениванием знаний студентов: объявляются результаты тестового контроля и осуществляется проверка протоколов выполненной лабораторной работы.
ХРОМАТОГРАФИЧЕСКИЙ МЕТОД АНАЛИЗА
АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.
Хроматография – один из методов количественного и качественного анализа. Она сыграла важную роль в развитии биологической и медицинской наук, так как методы хроматографического анализа были использованы для разделения и очистки белков, аминокислот, пуринових и пиримидиновых оснований, углеводов и других биологически активних веществ.В настоящее время хроматографические методы анализа так же находят широкое применение в медико-биологических исследованиях и в клинической практике, в первую очередь с целью диагностики. С помощью этого метода можно выявлять в биологических жидкостях различные микроэлементы, появляющиеся в случае той или иной патологии.
Применение хроматографии позволяет осуществлять быструю диагностику при острах химических отравлениях и контролировать процесс детоксикации организма. Этот метод анализа дает возможность практически мгновенно определять содержание в крови алкоголя, наркотиков, летучих веществ, вызывающих токсикоманию. Хроматография используется также и для допинг-контроля с целью обнаружения стимулирующих веществ в организме спортсменов. Особенно велика роль хроматографии в диагностике врожденных и приобретенных нарушений метаболизма – таких заболеваний, как сахарный диабет, падагра и т.п.
Хроматографический анализ карбонових кислот, принимающих участие в цикле Кребса и отвечающих за энергетическое обеспечение клеток, помогает понять глубже процессы внутриклеточного метаболизма при разных патологических состояниях. Хроматографические исследования состава липидов крови способствовали установлению причин возникновения и лечения атеросклероза, помогли понять процессы внутриклеточного метаболизма. Результаты хроматографического анализа дают важную информацию о состоянии здоровья человека, течении болезни, эффективности применения тех. или иных лекарственных препаратов.
Таким образом, хроматография является ценным методом клинического контроля, который с успехом применяют в токсикологической и медицинской химии, судебной медицине, криминалистике, фармацевтической и клинической практике.
ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.
ОБЩАЯ ЦЕЛЬ.Уметь идентифицировать различные методы хроматографического анализа и применять их на практике.
КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ
УМЕТЬ:1. Идентифицировать различные виды хроматографического анализа в зависимости от физико-химического механизма разделения и техники выполнения.
2. Экспериментально разделять смесь компонентов при помощи тонкослойной и колончатой хроматографии.
3. Интерпретировать полученные хроматограммы.
4. Трактовать значение хроматографических методов анализа в медицинской и фармацевтической практике.
СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.1. Сущность хроматографического метода анализа 2. Классификация методов хроматографии:
- по агрегатному состоянию подвижной фазы;
- по механизму процесса разделения смеси компонентов;
- по технике выполнения анализа.
3. Адсорбционная хроматография.
4. Ионообменная хроматография. Аниониты и катионита.
5. Распределительная хроматография. Закон Нернста. Коэффициент распределения. Бумажная и колоночная хроматография.
6. Применение хроматографического метода анализа в биологии, фармации и клинической медицине.
2. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ
ХРОМАТОГРАФИЯ
хроматография Газовая 3. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.Основная литература.
1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця: Нова книга, 2006. – С. 594-602.
2.Калибабчук В.А., Грищенко Л.И., Галинская В.И. и др. Медицинская химия. Учебник. – К.: Медицина, 2008. – С. 244-251.
Дополнительная литература.
1.Л.П. Садовничая, В.Г. Хухрянский, А.Я. Цыганенко. Биофизическая химия.
– К.: Вища шк. Головное изд-во, 1986. – С. 183-186.
2.Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.
Учебник. – М.: Высш. школа, 1975. – С. 168-174.
ОРИЕНТИРОВАННАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
Инструкция к проведению опытов на лабораторно-практической части занятия.Опыт №1. Разделение смеси пигментов листа крапивы методом адсорбционной колоночной хроматографии.
Принцип метода: метод основан на избирательной адсорбции веществ тем или иным адсорбентом.
Материальное обеспечение: стеклянная трубочка, пробирки, пипетки, дистилированная вода, вата, крахмал, листья крапивы, этиловый спирт, ксилол.
Ход работы:
1. Закрыть дно тонкой стеклянной трубочки слоем (0,5 см) ваты.
2. Заполнить трубочку крахмалом на 34 ее высоты, внося его в трубочку маленькими порциями и утрамбовывая легким постукиванием о 3. Взять чистую пробирку и внести в нее листья крапивы на высоту 1см.
4. Смочить листья 5-6 каплями этилового спирта.
5. Затем влить 1-2 мл ксилола, чтобы он полностью покрыл листья.
«