Учебно-методического комплекса дисциплины Рабочая учебная программа Приложение №1 «Тематический план лекций»; Тематический план практических занятий; Приложение №2 Методические рекомендации для преподавателей по дисциплине

Необходимый исходный уровень знаний и умений

1. 
   Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса.
   
2. 
   Закон действующих масс. Выражение константы и степени диссоциации слабых электролитов.
   
3. 
   Принцип Ле-Шателье.
   
4. 
   Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
   
5. 
   Уметь пользоваться пипеткой Мора и владеть методикой титрования.
   

1. 
   Обсуждение теоретических вопросов по теме занятия.
   
2. 
   Решение задач.
   
3. 
   Контрольная работа «Свойства слабых электролитов. Буферные растворы».
   

1. 
   Кислотность общая, активная, потенциальная. Влияние активной кислотности на биологические процессы.
   
2. 
   Буферные системы. Механизм буферного действия.
   
3. 
   Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для расчета С(Н⁺ )и С(ОН^ˉ ) двух основных типов буферных систем. Факторы, влияющие на рН раствора.
   
4. 
   Буферная емкость, ее расчет. Факторы, влияющие на буферную емкость.
   
5. 
   Буферные системы крови. Механизм действия буферных систем крови. Понятие о кислотно-основном равновесии и щелочном резерве крови.
   

1. 
   Вычислить рН ацетатного буферного раствора, составленного из 200 мл раствора соли с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л и 100 мл раствора кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,2 моль/л, если К(СН₃СООН) = 4,75.
   
2. 
   Вычислить рН буферного раствора, составленного из равных объемов растворов слабого основания и его соли одинаковой концентрации, если константа диссоциации основания равна 7,2 ^. 10^-6.
   

3. 
   Какими процессами объясняется незначительное изменение значения рН буферного раствора при добавлении к нему растворов:
   

4. 
   Рассчитать, в каких объемах надо слить раствор слабой кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,12 моль/л и раствор ее соли с молярной концентрацией эквивалента 0,4 моль/л, чтобы получить 400 мл ацетатного буферного раствора с рН = 5,2, если К(СН₃СООН) = 4,75.
   
5. 
   Вычислить, на сколько изменится рН аммиачного буферного раствора, содержащего по 0,1 моль эквивалента каждого компонента, при добавлении к нему 0,05 моль NaOH.
   

6. 
   Рассчитать, в каком соотношении должны находиться компоненты бикарбонатной буферной системы крови, если рК(Н₂СО₃) = 6,14.
   
7. 
   К 40 мл фосфатного буферного раствора добавили 4 мл раствора HCI с молярной концентрацией эквивалента 0,04 моль/л. При этом рН изменился с 7,4 до 7,0. Рассчитать буферную емкость буферной системы по кислоте.
   
8. 
   Определить потенциальную кислотность буферного раствора с рН = 2,0, если на титрование 20 мл его потребовалось 16 мл раствора NaОН с молярной концентрацией эквивалента 0,2 моль/л.
   
9. 
   Какие из нижеперечисленных систем обладают буферным действием?
   

а) НСООН + НСООNa; в) HNO3 + KNO3; д) СН3СООН + СН3СООNa

б) NaOH + HNO3; г) HCI + HNO3; е) NaHCO3 + HCI

10. 
    Какова биологическая роль буферных растворов в организме человека?
    
11. 
    Какова роль гидрокарбонатного буферного раствора при поддержании постоянства рН крови, нарушаемого процессами дыхания?
    
12. 
    Что такое ацидоз, алкалоз? Каковы возможные причины этих состояний?
    

1. 
   Сформировать системные знания о коллигативных свойствах разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов.
   
2. 
   Научиться использовать законы Вант-Гоффа и Рауля для расчета соответствующих параметров разбавленных растворов, в том числе биологических жидкостей.
   

• 
  Сущность явлений диффузии и осмоса;
  
• 
  Формулировку и математическое выражение законов Фика, Вант-Гоффа, Рауля и следствий из закона Рауля;
  
• 
  Причину отклонения растворов электролитов от законов Вант-Гоффа и Рауля;
  
• 
  Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации электролита.
  

• 
  Использовать закон Вант-Гоффа для расчетов осмотического давления растворов неэлектролитов, электролитов и сложно-солевых растворов, используемых в медицинской практике;
  
• 
  Качественно оценивать явление диффузии и осмоса в биологических и других системах;
  
• 
  Использовать закон Рауля и его следствия для расчетов давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита, электролита, а также повышения температур кипения и понижения температур замерзания (депрессии) этих растворов.
  
• 
  Применять данные криометрии и эбуллиометрии для расчета молярной массы растворенных веществ и осмотического давления растворов, используемых в медицинской практике.
  

1. 
   Строение атома.
   
2. 
   Типы химической связи: ковалентная (полярная, неполярная), ионная.
   
3. 
   Растворы; способы выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная и моляльная концентрации, молярная концентрация эквивалента.
   
4. 
   Переход от одного способа выражения концентрации к другому.
   
5. 
   Электролитическая диссоциация; неэлектролиты и электролиты; сильные и слабые электролиты.
   

1. 
   Обсуждение вопросов по теме занятий.
   
2. 
   Постановка демонстрационных опытов.
   
3. 
   Решение задач по теме.
   
4. 
   Реферативное сообщение по теме «Роль диффузии и осмоса в биологических системах».
   
5. 
   Тестовый контроль по теме «Осмос».
   

1. 
   Диффузия в растворах. Факторы, влияющие на скорость диффузии. Закон Фика. Роль диффузии в процессах переноса вещества в биологических системах.
   
2. 
   Сущность осмоса. Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Вант-Гоффа. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. Измерение осмотического давления.
   
3. 
   Отклонение растворов электролитов от закона Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации электролита. Понятие об осмотической концентрации растворов.
   
4. 
   Осмотическое давление растворов биополимеров. Онкотическое давление плазмы и сыворотки крови и его биологическая роль.
   
5. 
   Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Изоосмия организмов. Формирование отека. Плазмолиз, гемолиз. Применение в медицине гипер- и изотонических растворов.
   
6. 
   Насыщенный пар, давление насыщенного пара над чистым растворителем. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над разбавленным раствором нелетучего неэлектролита; закон Рауля.
   
7. 
   Температуры кипения и замерзания растворов. Относительное повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания (депрессии) разбавленных растворов неэлектролитов по сравнению с чистыми растворителями; следствия из закона Рауля. Эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные, их физический смысл.
   
8. 
   Отклонение растворов электролитов от закона Рауля и его следствий. Изотонический коэффициент.
   
9. 
   Взаимосвязь между коллигативными свойствами растворов. Осмометрия, криометрия и применение их в медико-биологических исследованиях.
   

Продолжительность осмоса	h (м)	ρ (кг/м3)	Р (Па)

1. 
   Будут ли изотоничны водные растворы двух нелетучих неэлектролитов (М₁ > М₂), если температуры растворов и массовые доли этих веществ в растворах одинаковы? Если, на ваш взгляд, растворы неизотоничны, то в котором из них – первом или втором – осмотическое давление выше? Почему?
   
2. 
   Как будет меняться во времени осмотическое давление подкисленного раствора сахарозы при 80º С? Ответ мотивируйте.
   
3. 
   Опишите поведение эритроцитов при 37ºС в водных растворах следующих веществ:
   
   • 
     Рибозы, ω = 5%, плотность 1,012 г/мл;
     
   • 
     Нитрата натрия, ω = 3%, плотность 1,02 г/мл, α = 1;
     
   • 
     Мочевины, С = 0,303 моль/л.
     
4. 
   Раствор, полученный растворением 100 г органического вещества в 2600 мл воды, обладает при 20˚С осмотическим давлением 0,01 атм. и плотностью 1,01 г/мл. Определить молярную массу органического вещества.
   
5. 
   Какую массу глюкозы следует взять для приготовления 0,6 л водного раствора, изотоничного плазме крови при t = 37˚С?
   
6. 
   При 20˚С смешали 1 л раствора сахарозы, осмотическое давление которого 2,4 атм., с 3 л раствора KCI, осмотическое давление которого 4,8 атм. Найти осмотическое давление смешанного раствора, если α (KCI) = 1.
   
7. 
   Будут ли изотоничны плазме крови при температуре 37˚С следующие растворы:
   
   • 
     5%-й водный раствор фруктозы (ρ = 1,08 г/мл);
     
   • 
     водный раствор, содержащий в 0,1 л раствора дезоксирибозу массой 1,34 г;
     
   • 
     раствор галактозы с молярной концентрацией 0,303 моль/л;
     
   • 
     водный раствор карбоната калия с массовой долей К₂СО₃ 1,7% и плотностью 1,1 г/мл ,α(К₂СО₃) = 1).
     
8. 
   Рассчитайте осмотическое давление при 37˚С (R=0,082):
   

9. 
   Не производя расчетов, укажите, какой из трех растворов с одинаковой массовой долей – хлорида бария, хлорида магния, хлорида кальция – имеет минимальную и максимальную температуру замерзания. Ответ мотивируйте.
   
10. 
    Многие моносахариды отвечают простейшей формуле С_n(Н₂О)_n. Выведите молекулярную формулу ксилозы, водный раствор которой с массовой долей вещества 1,96% замерзает при - 0,248˚С.
    
11. 
    Чему равна температура замерзания водного раствора, содержащего глюкозу с массовой долей 3%, если К_в = 1,86.
    
12. 
    Какую массу сахарозы следует растворить в 250 г воды, чтобы получить раствор, кипящий при 100,2˚С. При какой температуре будет замерзать этот раствор?
    
13. 
    Понижение температуры замерзания плазмы крови равно 0,56˚С. Рассчитайте массу воды, которую необходимо добавить к 100 г 12%-го раствора глюкозы (ρ = 1,046 г/мл), для получения раствора, изотоничного крови при 37˚С.
    
14. 
    Вычислите массовую долю водного раствора этиленгликоля, замерзающего при - 1˚С.
    
15. 
    Как можно вычислить величину осмотического давления раствора нелетучего неэлектролита, если известна депрессия (_ΔТ_зам.) раствора?
    

1. 
   Обсуждение вопросов по теме занятия
   
2. 
   Решение заданий по теме: «ОВР»
   
3. 
   Контрольная работа «Окислительно-восстановительные реакции»
   

1. 
   Понятия: окислитель, восстановитель, окисление, восстановление. Важнейшие окислители, восстановители.
   
2. 
   Методы электронного баланса и электронно-ионный: сущность, принципы. Примеры реакции с использованием того и другого метода.
   
3. 
   Прогнозирование протекания ОВР.
   
4. 
   Укажите, какие из перечисленных реакций являются окислительно-восстановительными:
   

5. 
   Укажите, какие из указанных процессов представляют собой окисление и какие восстановление:
   

6. 
   Укажите, какие из указанных веществ могут проявлять только окислительные свойства; только восстановительные свойства; проявляют окислительно-восстановительную двойственность:
   

7. 
   Какие из указанных ионов играют роль окислителей, а какие восстановителей: S²‾, Fe³⁺, Ag⁺, Cu²⁺, CI‾, Br‾, I‾.
   
8. 
   Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций: