- •Основные типы химических реакций и процессов в функционировании живых систем
- •Основные типы химических реакций и процессов в функционировании живых систем
- •Содержание
- •Техника безопасности при работе в химической лаборатории Общие правила работы
- •Работа с легковоспламеняющимися, взрывоопасными и ядовитыми веществами
- •Тушение местного пожара и горящей одежды
- •Первая помощь при несчастных случаях
- •Занятие 1. Протолитические реакции. Гетерогенные реакции в растворах электролитов.
- •Основные типы химических реакций.
- •Теория кислот и оснований.
- •Константа диссоциации
- •Взаимосвязь степени диссоциации и константы диссоциации
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Гидролиз солей
- •Кислотность желудочного сока
- •Гетерогеннные равновесия в системе «раствор-осадок».
- •Вопросы и задачи для самоконтроля
- •Примеры решения задач
- •Тесты для самоконтроля
- •Ответы к тестам для самоконтроля
- •Занятие 2. Растворы.
- •2.1. Вода. Свойства воды как растворителя.
- •2.2. Растворы.
- •2.3. Способы выражения концентрации растворов.
- •2.4. Способы приготовления стандартных растворов.
- •2.5. Посуда, применяемая в объемном анализе.
- •Вопросы для самоконтроля
- •Примеры решения задач
- •Тесты для самоконтроля Тест № 1
- •Тест № 2
- •Тест № 3
- •Тест № 4
- •Тест № 5
- •Ответы к тестам для самоконтроля
- •Занятие 3. Коллигативные свойства растворов
- •Температуры кипения и отвердевания растворов.
- •Осмотическое давление и его измерение
- •Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах.
- •Вопросы для самоконтроля.
- •Тесты для самоконтроля Тест 1
- •Тест 2
- •Тест 3
- •Тест 4
- •Тест 5
- •Ответы к тестам для самоконтроля
- •Занятие 4. Буферные растворы
- •Буферные растворы. Классификация буферных растворов. Механизм их действия.
- •Буферная ёмкость
- •Буферные системы организма.
- •Кислотно-основное равновесие
- •Применение реакции нейтрализации в фармакотерапии.
- •Примеры решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Лабораторные работы
- •Тесты для самоконтроля. Тест 1
- •Тест 2
- •Тест 3
- •Тест 3
- •Тест 5
- •Ответы к тестам для самоконтроля
- •Занятие 5. Реакции замещения лигандов
- •Комплексообразование в организме
- •Основные положения и понятия координационной теории.
- •Классификация и номенклатура комплексных соединений.
- •Комплексообразующая способность s-, р- и d- элементов
- •Характер химической связи в комплексных соединениях.
- •Внешнеорбитальные и внутриорбитальные комплексы
- •5.7. Представления о строении металлоферментов и других биокомплексных соединений
- •Устойчивость комплексных соединений в растворах
- •Механизм токсического действия тяжелых металлов.
- •Значение комплексных соединений в медицине.
- •Вопросы для самоконтроля
- •Упражнения
- •Лабораторные работы
- •Литература
2.3. Способы выражения концентрации растворов.
Количественной характеристикой раствора служит его концентрация, то есть количество растворенного вещества в определенном количестве раствора или растворителя. Различают массовую долю, молярную и нормальную концентрации. В аналитической химии наряду с общими химическими понятиями широко используют ряд таких понятий, которые присуще только ей и помогают характеризовать состав раствора. К ним относятся титр, эквивалент, титр по определяемому веществу. Рассмотрим каждый из способов определения концентрации вещества.
1. Массовая доля (ω) - отношение массы соответствующего компонента в растворе к общей массе этого раствора. Выражается в единицах или процентах.
ω (х)=
Численно массовая доля равна числу граммов вещества, растворенного в 100г раствора.
2. Молярная концентрация (См) - отношение количества растворенного вещества к объему раствора. Численно (См) равна количеству молей растворенного вещества, содержащегося в 1 л. раствора). Выражается она в моль/л. Сокращенно пишут М. Например, 2М (NaOH).
См=
1моль/л = 1М раствор – одномолярный раствор (в 1 л раствора содержится 1 моль растворенного вещества);
0,1М – децимолярный раствор;
0,01М – сантимолярный раствор;
0,001М – милимолярный раствор.
3. Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента, СN)- количество моль- эквивалентов вещества, содержащегося в 1 л раствора.
СN=
Единица измерения моль-экв/л, Сокращенно обозначается буквой N. Например, 0.1N HCL означает, что в 1 литре такого раствора содержится 0,1моль- эквивалент НСl.
Эквивалентом вещества называется такое количество его, которое взаимодействует с одним моль атомов водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества. Обозначается эквивалент Э (Х), выражается в молях. Масса одного эквивалента вещества называется эквивалентной массой, обозначается Мэкв, выражается в г/моль-экв. Эквивалент в большинстве случаев – величина переменная и зависит от типа реакции.
Способы расчета Мэкв.
Понятие эквивалентов в окислительно-восстановительных реакциях то же, что в реакциях обмена. Однако способ расчета различен:
Закон эквивалентов предложен в 1814г. И.Рихтером: «Вещества взаимодействуют и получаются в массовых количествах прямо пропорционально их эквивалентам». Математическое выражение этого закона:
m1, m2- массы веществ, Э1, Э2- эквиваленты веществ.
Пропорция не изменится, если поменять местами m2 с Э1. Тогда получим
= =
Следствие закона: Объемы реагирующих растворов обратно пропорциональны их нормальным и молярным концентрациям:
= или =
4. Титр (Т)- масса растворенного вещества, содержащаяся в 1 мл раствора, выраженная в граммах. Определятся по формуле:
Т= СN·Мэкв/1000
Раствор с известным титром называется титрованным раствором.