ЗАДАНИЕ №4. ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ.

ЗАДАНИЕ №4

ОКСИДИМЕТРИЯ. ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ.

I. Подготовить ответы на следующие вопросы:

1. Оксидиметрия: сущность метода, классификация, способ фиксирования момента эквивалентности; принцип расчета эквивалентов окислителей и восстановителей; применение метода в медицине.

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

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

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

II. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия перманганата калия в кислой среде со следующими восстановителями:

А) калий нитритом (KNO₂);

Б) железо (II) сульфатом (FeSO₄);

В) калий иодидом (KI);

Г) щавелевой кислотой (Н₂С₂О₄);

Д) пероксидом водорода (Н₂О₂).

ЛИТЕРАТУРА:

1. Ершов Ю.А., Кононов А. М., Пузаков С.А. и др. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебное пособие для студентов мед. спец. вузов.- М.: Высшая школа, 2001. – С . 41 - 47.

2. Методическая разработка кафедры «Оксидиметрия. Перманганатометрия.»

ЗАДАНИЕ №5.

МЕТОД ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИИ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕГО СОДЕРЖАНИЯ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА В РАСТВОРЕ

I. Повторить теорию ответов к вопросам по теме «Перманганатометрия» ( см. задание №4).

II. Подготовить решение задач к тестированному контролю.

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ.

1. На примере конкретной реакции охарактеризовать окислительные свойства перманганата калия в щелочной среде и аргументировать возможность применения данной среды для перманганатометрических определений.

2. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента раствора нитрита натрия, содержащего 13,8 г соли в 200 см³ раствора. Какой объем раствора перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента 0,5 моль·дм^-3 потребуется на титрование 10 см³ исходного раствора нитрита натрия?

Дано: Решение:

m(NaNO₂)=13,8 г 1. В процессе реакции:

V_р-ра(NaNO₂)=200 см³ NaNO₂ ÞNaNO₃ , т.е.

С(1/5 KMnO₄)=0,5 моль·дм^-3 N⁺³ – 2 e Þ N⁺⁵

V_р-ра(NaNO₂)=10 см³ M(1/2 NaNO₂)=69/2=34,5 г·моль^-1

С(1/2 NaNO₂) - ? 2. Найти С(1/2 NaNO₂):

V_p-pa(KMnO₄) - ?

3. Найти объем раствора перманганата калия:

По закону эквивалентов:

С(1/2 NaNO₂)·V(NaNO₂) = C(1/5 KMnO₄)·V(KMnO₄);

откуда:

Ответ: C(1/2 NaNO₂) = 2 моль·дм^-3; V(KMnO₄)=40 см³.

3. На титрование раствора пероксида водорода в кислой среде израсходовано
25 см³ раствора перманганата калия с t(KMnO₄)=0,008 г·см^-3. Рассчитать массу пероксида водорода, содержащегося в исходном растворе:

Дано: Решение:

t(KMnO₄)=0,008 г·см^-3 1. В процессе реакции:

V(KMnO₄)=25 см³ Н₂О₂ –2e ® O₂ + 2H⁺

Mn⁺⁷ + 5e ® Mn⁺²

m( H₂O₂)-? M(1/2 H₂O₂) = 34 / 2 = 17 г·моль^-1;

M(1/5 KMnO₄) = 158 / 5 = 31,6 г·моль^-1;

2. Рассчитать массу KMnO₄, израсходованного на титрование:

m(KMnO₄) = t (KMnO₄) · V(KMnO₄);

m(KMnO₄) = 0,008·25 = 0,2 г.

3. По закону эквивалентов:

Ответ: m(H₂O₂) = 0,108 г.

4. Какую массу щавелевой кислоты H₂C₂O₄·2H₂O необходимо взять для приготовления 200 см³ раствора щавелевой кислоты с молярной концентрацией эквивалента С(1/2 H₂C₂O₄·2H₂O) = 0,02 моль·дм^-3?

Дано: Решение:

V_p_-_pa(H₂C₂O₄)=200 см³ (0,2 дм³) 1. В процессе реакции:

С(1/2 H₂C₂O₄·2H₂O) = 0,02 моль·дм^-3 C₂O₄^2- - 2e ®2CO₂

M(1/2 H₂C₂O₄·2H₂O) = 126 / 2 = 63 г·моль^-1

m(H₂C₂O₄·2H₂O) - ? 2. Рассчитать m(H₂C₂O₄·2H₂O):

m(H₂C₂O₄·2H₂O) = M(1/2 H₂C₂O₄·2H₂O)·C(1/2 H₂C₂O₄·2H₂O)·V_p_-_pa;

m(H₂C₂O₄·2H₂O) = 63 · 0,02 · 0,2 = 1,26 г.

Ответ: m(H₂C₂O₄·2H₂O) = 1,26 г.

ЛИТЕРАТУРА:

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 2003. – С. 131 – 138.

2. Методическая разработка кафедры «Обучающая программа по решению задач в теме «Перманганатометрия».

ЗАДАНИЕ №6.

ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

I. Подготовиться к ответам на следующие вопросы:

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

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

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

4. Термохимия. Термохимические уравнения, их особенности. Закон Гесса. Энтальпии образования и сгорания. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Следствия из закона Гесса, формулировки, математические выражения, примеры.

5. Понятие о коэффициенте калорийности пищи. Коэффициенты калорийности основных компонентов пищи: белков, жиров и углеводов.

II. Разобрать типовые задачи:

Задача №1. Рассчитать калорийность булки хлеба «Бородинский» массой 450 г, если его стограммовый кусочек содержит 7,4 г белков, 57,1 г углеводов и 1,2 г жиров. Коэффициенты калорийности брать по нижней границе.

РЕШЕНИЕ.

1. Найти массы белков (m_б), углеводов (m_у) и жиров (m_ж) в 450 г хлеба «Бородинский»:

2. Рассчитать калорийность булки хлеба «Бородинский» массой 450 г:

К = (m_б· 16,5 + m_у· 16,5 + m_ж · 37,7) кДж

К = 33,3 · 16,5 + 256,95 ·16,5 + 5,4·37,7 = 4992,705 кДж

Ответ:К = 4992,705 кДж.

Задача №2. Определить изменение энтальпии химической реакции:

2С₂Н₅ОН_(ж) С₂Н₅-О-С₂Н₅_(ж) + Н₂О_(ж) , используя

следующие данные:

DН⁰_сгор С₂Н₅ОН_(ж) = - 1370,00 кДж·моль^-1

DН⁰_сгорС₂Н₅ОС₂Н₅_(ж)= - 2720,04 кДж·моль^-1

DН⁰_сгор Н₂О_(ж) = 0 кДж·моль^-1

РЕШЕНИЕ:

Поскольку даны энтальпии сгорания реагентов и продуктов, то используя 2-ое следствие из закона Гесса запишем:

DН⁰_р-я = SDН⁰_{сгор. реагентов} - SDН⁰_{сгор.продуктов}

Применительно к этой реакции:

DН⁰_р-я = 2DН⁰_сгор С₂Н₅ОН_(ж) - DН⁰_сгорС₂Н₅ОС₂Н₅_(ж) = 2·(-1370,00) – (- 2720,04) = = - 2740,00 + 2720,04 = - 19,96 кДж·моль^-1.

Ответ: DН⁰_р-я = - 19,96 кДж·моль^-1.

Задача №3. Определить стандартную энтальпию образования оксида меди (II) CuO_(к), используя следующие данные:

1). 3 CuO_(К) + 2NH_3(Г) = 3Cu_(К) + N_2(Г) + 3H₂O_(Ж), DH₁⁰ = - 299,53 кДж·моль^-1

2). 1/2 N_2(Г) + 3/2 H_2(Г) = NH_3(Г), DH₂⁰ = - 46,19 кДж·моль^-1

3). H_2(Г) + 1/2 О_2(Г) = H₂О_(Ж), DH₃⁰ = - 285,838 кДж·моль^-1

РЕШЕНИЕ:

Поскольку необходимо определить стандартную энтальпию образования оксида меди (II), то используя I-ое следствие из закона Гесса запишем:

DН⁰_р-я = SDН⁰_{обр.продуктов} - SDН⁰_{обр.реагентов}

Применительно к 1-ой реакции:

DН⁰_р-я = 3DН⁰_обр Cu_(к) + DН⁰_обр N₂_(г) + 3DН⁰_обр Н₂О_(ж) – (3DН⁰_обр CuО_(к)++2DН⁰_обр NH₃_(г)).

Учитывая, что в термохимии энтальпии образования простых веществ азота N₂_(г) и меди Cu_(к) приняты равными нулю и раскрыв скобки, получаем следующее уравнение:

DН⁰_р-я = 3DН⁰_обр Н₂О_(ж) – 3DН⁰_обр CuО_(к) - 2DН⁰_обр NH₃_(г).

Переносим в левую часть уравнения DН⁰_обр CuО_(к) с обратным знаком и получаем:

Подставим числовые значения указанных параметров:

Ответ: DН⁰_обр CuО_(к) = - 155,20 кДж·моль^-1.

Задача №4. Рассчитать величину стандартного изобарно-изотермического потенциала для следующей реакции:

2C₄H₁₀_(Г) + 5О₂_(Г) 4CH₃COOH_(Ж)+2Н₂О_(Ж), используя следующие данные:

DН⁰_р-я = -2267,94 кДж·моль^-1

DS⁰_р-я = -866,30 Дж·моль^-1

РЕШЕНИЕ:

Поскольку даны значения энтальпийного и энтропийного факторов, то для расчета стандартного изобарно-изотермического потенциала используем следующее уравнение:

DG⁰_р-я = DН⁰ - Т·DS⁰

Прежде, чем подставить в это уравнение значения указанных параметров, необходимо перевести величину энтропийного фактора в кДж·моль^-1. Это будет составлять -0,866 кДж·моль^-1.

Подставляем цифровые значения указанных величин в приведенное уравнение. При этом учитываем, что стандартная температура составляет 298k:

DG⁰_р-я= -2267,94 - 298·(-0,866) = -2009,872 кДж·моль^-1

Ответ:DG⁰_р-я= -2009,872 кДж·моль^-1

ЛИТЕРАТУРА:

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 2003. – С. 10 - 42.

2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. – М., 1989. – С. 47-54.

3. Материалы лекций.

ЗАДАНИЕ №7.

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. БИОЭНЕРГЕТИКА.

I. Подготовиться к ответам на следующие вопросы:

1. Второй закон термодинамики, его формулировки. Энтропия и энергия Гиббса как критерии возможности самопроизвольного протекания процессов.

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

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

4. Применение термодинамики к биологическим системам. Особенности организации живых систем. Энергия пищевых веществ /продуктов питания/ как основной источник энергии для человеческого организма. Термодинамическая характеристика пищевых веществ и продуктов жизнедеятельности.

5. Стационарное состояние организма и механизмы его поддержания. Теорема Пригожина.

II. Подготовиться к лабораторной работе на тему: «Определение энтальпии реакции нейтрализации». Для этого необходимо знать ответы на вопросы:

1. Типы реакций нейтрализации /Ю.А.Ершов и др.,2003г. /, С. 119-120.

2. Изменение энтальпии при протекании реакций нейтрализации /А.С.Ленский,1989г./, С. 21-22.

III. Решить задачи:

1. Рассчитать изменение стандартной энергии Гиббса для химической реакции:

4HgS₍_Т₎ + 4CaO_(K) = 4Hg₍_Ж₎ + 3CaS_(K) +CaSO_4(T);

Используя следующие данные:

DG⁰_обр HgS_(Т) = - 48,83 кДж·моль^-1

DG⁰_обр CaO₍_K) = - 604,2 кДж·моль^-1

DG⁰_обр Hg_(Ж) = 0 кДж·моль^-1

DG⁰_обр CaS₍_K) = - 477,4 кДж·моль^-1

DG⁰_обр CaSO₄₍_T) = - 1320,31 кДж·моль^-1

Ответ: DG⁰_р-я = - 140,39 кДж·моль^-1.

2. Определить коэффициент калорийности для сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ в ккал·г^-1, если стандартная энтальпия сгорания этого углевода равна – 5646,42 кДж·моль^-1.

Ответ: 3,95 ккал·г^-1.

ЛИТЕРАТУРА:

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 2003. – С. 21-32, 35-38.

2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. – М., 1989. – С. 40-54.

3. Материалы лекций.

ЗАДАНИЕ №8

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ. ОСМОС.

I. Подготовить ответы на следующие вопросы:

1. Осмос. Осмотическое давление растворов.

2. Уравнение Вант-Гоффа для электролитов и неэлектролитов.

3. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Изо-, гипер- и гипотонические растворы. Их применение в медицинской практике.

4. Гемолиз и плазмолиз.

5. Онкотическое давление крови.

II. Подготовиться к тестированному контролю знаний по теме «Осмос. Осмотические явления». Разобрать решение типовых задач.

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ.

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

Дано: Решение:

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

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

R = 8,314 Дж·моль^-1·К^-1 = 304,5 кПа

p - ? Ответ: p = 3,045 · 10⁵ Па.

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

Дано: Решение:

p = 98450 Па Для раствора электролита:

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

KCl « K⁺ + Cl^- (a » 1, n = 2)

Т - ? i(KCl) = 1 + a·( n -1)

i(KCl) = 1 +1·(2-1) = 2

M(KCl) = 74,5 г·моль^-1

Ответ: T = 294,06 К.

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

Дано: Решение:

Т = 300К M(С₅Н₁₀О₅) = 150 г·моль^-1

R = 8,314 Дж·моль^-1·k^-1

m(С₅Н₁₀О₅) - ?

Ответ: m(С₅Н₁₀О₅) = 20,4 г.

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

Дано: Решение:

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

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

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

MgCl₂, FeCl₃ i = 1 +a·(n - 1)

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

Сравнить p_р-ров - ? i(NaCl) = 2,

i(MgCl₂) = 3,

i(FeCl₃) = 4.

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

p ( NaCl ) = 2·С(X)·R·T

p ( MgCl₂) = 3·С(X)·R·T

p (FeCl₃) = 4·С(X)·R·T,

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

Ответ: p будет больше в растворе FeCl₃.

III. Решить задачи:

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

2. Определить осмотическое давление раствора, содержащего 68,4 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁в 2 дм³ раствора при 27⁰С. Ответ: p = 249420 Па.

ЛИТЕРАТУРА:

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

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

3. Материалы лекций.

ЗАДАНИЕ №9

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ – pH.

I. Подготовить ответы на следующие вопросы:

1. Уравнение ионного произведения воды, его анализ.

2. Водородный и гидроксильный показатели среды.

3. Характеристика кислотности сред по величине pH.

4. Биологическое значение водородного показателя.

II. Разобрать решение типовых задач.

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ:

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

Дано: Решение:

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

[H⁺] = [HCl] = 10^-3 моль·дм^-3

рН - ? pH = -lg [H⁺]

pH = -lg10^-3 = 3

Ответ: pH = 3.

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

Дано: Решение:

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

[OH^-] = [KOH] = 1,5·10^-2 моль·дм^-3

рН -? pOH = -lg[OH^-]

pOH = -lg1,5·10^-2 = 1,82

pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH

pH = 14 – 1,82 = 12,18.

Ответ: pH = 12,18.

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

Дано: Решение:

pH = 1,65 pH = -lg [H⁺]

lg [H⁺] = -pH Þ [H⁺] = 10^-^pH

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

[OH^-] - ? [H⁺] · [OH^-] = 10^-14

Ответ: [H⁺] = 2,24·10^-2 моль·дм^-3

[OH^-] = 4,46·10^-13 моль·дм^-3 .

III. Решить задачи:

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

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

Ответ: [H⁺] = 4,37 · 10^-8 моль·дм^-3

[OH^-] = 2,29 · 10^-7 моль·дм^-3.

ЛИТЕРАТУРА:

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

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

3. Материалы лекций.

ЗАДАНИЕ №10

РУБЕЖНАЯ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

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

I. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

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

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

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

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

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

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

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

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

II. РАСТВОРЫ

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

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

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

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

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

6. Электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации.

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

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

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

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

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

12. Гидролиз. Виды гидролиза солей, привести примеры.

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

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

III. ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

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

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

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

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

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

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

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

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

IV. ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ

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

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

3. Перманганатометрия – Д.З. №5.

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

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

6. РН растворов – Д.З. №9.

ЛИТЕРАТУРА:

См. Д.З. № 1 – 9.

ЗАДАНИЕ №11

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ. МЕТОД КОМПЛЕКСОНОМЕТРИИ.

I. Подготовить ответы на следующие вопросы:

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

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

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

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

5. Значение комплексных соединений в биологии и медицине.

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

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

⇐ Предыдущая 1 234 Следующая ⇒