За результатами спостережень зробити висновок про вплив кислот, лугів та розведення на рН буферних розчинів.

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с. 161-169.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г, Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. Киев, Вища школа, 1986, с, 77-82.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М. Высшая школа. с. 90-96.

ЗАНЯТТЯ 1.11

1. ТЕМА. Визначення буферної ємності. Роль буферів у біосистемах.

2.ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Рідини живого організму - кров, сеча, внутрішньо-клітинна рідина, лімфа та інші, містять буферні системи для підтримування постійного значення рН. При багатьох захворюваннях спостерігається зміщення рН або у кислу область (ацидоз), або в лужну (алкалоз). Відомо, що тривале зміщення рН крові на 0,3-0,4 одиниці рН може призвести до смерті хворого. Тому буферна ємність є дуже важливою характеристикою буферної системи або сукупності систем, бо характеризує здатність до нейтралізації речовин, що можуть змінити величину рН. Для точного визначення буферної ємності застосовується потенціометричний метод, який дає змогу чітко зафіксувати зміну рН.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про основні буферні системи організму людини, кислотно-лужну рівновагу в організмі та її порушення, буферну ємність буферних систем. Оволодіти методикою потенціометричного визначення буферної ємності.

Студент повинен знати:

основні буферні системи організму людини, їх склад, особливості та значення;

що таке буферна ємність буферних систем, її залежність від різних факторів;

значення кислотно-лужної рівноваги в організмі людини та наслідки її зміщення, ацидоз і алкалоз;

основні закономірності потенціометричного титрування та потенціометричного визначення буферної ємності;

вміти:

підбирати електроди та складати гальванічне коло для визначення буферної ємності;

проводити розрахунки за формулами буферної ємності по кислоті та по лугу;

оволодіти навичками:

потенціометричного визначення буферної ємності сироватки крові за допомогою скляного та хлорсрібного електродів.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЕННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про електроди, гальванічні кола, механізм виникнення потенціалів.

2) Поняття про буферні розчини, механізм буферної дії. Рівняння для визначення рН буферної системи.

3) Навички потенціометричного визначення рН

(матеріал попередніх занять).

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Буферні системи в організмі людини.	1.1. Гідрогенкарбонатна буферна система. 1.2. Фосфатна буферна система. 1.3. Гемоглобін-оксигемоглобінова буферна система. 1.4. Білкова (амінокислотна) буферна система.
2. Поняття про буферну ємність буферних систем.	2.1. Залежність буферної ємності від концентрації і співвідношення компонентів 2.2. Формула для розрахунку буферної ємності. 2.3. Потенціометричне визначення буферної ємності сироватки крові.
3. Поняття про кислотно-лужну рівновагу в організмі.	3.1. Основні фактори кислотно-лужної рівноваги крові (величина рН, концентрація СО2 і гідрогенкарбонат-іонів) 3.2. Поняття про лужний резерв крові. 3.3. Зміщення кислотно-лужної рівноваги: ацидоз і алкалоз (метаболічний і респіраторний).

6. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати групу буферних систем, до якої входять тільки буферні системи організму людини.

а) ацетатна, гідрогенкарбонатна, фосфатна;

б) білкова, фосфатна, амінокислотна;

в) аміачна, ацетатна, фосфатна;

г) гідрогенкарбонатна, фосфатна, аміачна.

2) Пояснити, на чому ґрунтується механізм буферної дії фосфатної буферної системи.

а) на тому, що фосфорна кислота є електролітом середньої сили;

б) на тому, що солі, які утворюють фосфатну буферну систему, повністю дисоціюють на іони;

в) на тому, що дигідрогенфосфат-іон дисоціює, як слабка кислота;

г) на тому, що солі, які утворюють фосфатну буферну систему, гідролізуються, регулюючи тим самим величину pH.

3) Вказати, від яких факторів залежить величина буферної ємності.

а) концентрація, pH, природа буферної системи;

б) концентрація, співвідношення компонентів;

в) pH, температура;

г) температура, співвідношення компонентів, природа буферної системи.

4) Пояснити, при якому співвідношенні солі і кислоти величина буферної ємності буде максимальною і по кислоті і по лугу.

а) 50:50; б) 30:70; в) 80:20; г) 20:80.

5) Пояснити, як називаеться порушення кислотно-лужної рівноваги,що виникає при тривалому уповільненому видиханні вуглекислого газу.

а) респіраторний ацидоз ; в) метаболічний ацидоз;

б) респіраторний алкалоз; г) метаболічний алкалоз.

6) Вибрати пару електродів, з яких можна скласти гальванічне коло для потенціометричного визначення буферної ємності.

а) хлорсрібний і платиновий; в) скляний і платиновий;

б) водневий і хінгідронний ; г) скляний і хлорсрібний.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Серед наведенних буферних систем лише ацетатна та аміачна не є буферними системами організму людини. Вони не входять тільки у відповідь б).

2) Правильна відповідь в).

Фосфатна буферна система складається з двох кислих солей дигідрогенфосфату і гідрогенфосфату, що зв язані між собою рівновагою:

H₂PO₄ H⁺+ HPO₄^2-

Отже, дигідрогенфосфат-іон H₂PO₄ є слабкою кислотою,а гідрогенфосфат-іон HPO₄²є аніоном цієї кислоти. Таким чином,система з цих двох солей за механізмом дії відповідає системі: слабка кислота, сіль слабкої кислоти і сильної основи.

3) Правильна відповідь б).

Буферна ємність , як характеристика здатності системи зберігати сталу величину pH при додаванні кислот і лугів, залежить від

концентрації компонентів у буферній системі і від їх співвідношення. Чим більша концентрація компонентів, тим більше кислот і лугів може нейтралізувати буферна система без відчутної зміни рН.

4) Правильна відповідь а).

При співвідношенні компонентів буферної системи 1 : 1 буферна ємність по кислоті і по лугу буде максимальною порівняно з іншими варіантами. Саме при такому співвідношенні вплив кислоти й лугу на зміну величини рН буферної системи буде мінімальним, Наприклад, при порівнянні трьох можливих типів співвідношень сіль:кислота (у ммоль):

а) 50 : 50 б) 30 : 70 в) 80 : 20

будемо мати такі результати:

додавання 10 ммоль НСІ змінить співвідношення так:

а) 40 : 60 6) 20 : 80 в) 70 : 30

і відносна зміна співвідношення буде такою:

а) 0,67 б) 0,58 в) 0,58

додавання 10 ммоль NаОН змінить співвідношення так:

а) 60 : 40 б) 40 : 60 в) 90 : 10

і відносна зміна співвідношення буде такою:

а) 1,50 б) 1,56 в) 2,25

Таким чином, можна зробити висновок, що відхилення співвідношення від 1 : 1 (50 : 50) призводить до більш значної зміни співвідношення компонентів, що більшою мірою впливатиме на зміну рН буферної системи.

5) Правильна відповідь а).

При тривалому уповільненому видиханні СО₂ кров буде поступово збагачуватися на вуглекислоту, що призведе до часткового збільшення кислотності і зменшення рН. Це явище зветься ацидоз. А оскільки це порушення пов'язане з диханням, такий ацидоз називається респіраторним.

6) Правильна відповідь г).

Гальванічне коло повинно складатися з електрода визначення, потенціал якого буде залежати від рН, і електрода порівняння, потенціал якого постійний. Цьому правилу відповідає пара електродів: скляний і хлорсрібний. Скляний електрод це електрод визначення, а хлорсрібний електрод це електрод порівняння.

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Потенціометричне визначення буферної ємності сироватки крові проводиться на приладі "Іономір ЭВ-74", що заздалегідь настроєний по стандартних буферних розчинах.

Підготовка приладу до роботи:

натиснути кнопки "t" і "-1/19". Прогріти прилад протягом 30 хв

зібрати гальванічне коло з електрода визначення і електрода порівняння. Електродом визначення є скляний електрод з Н⁺ функцією, електродом порівняння (допоміжним) - хлорсрібний електрод (ЭВЛ-ІМ) із сталим значенням потенціалу 0,201 В. Електроди підключити у відповідні гнізда на задній панелі приладу;

встановити електроди у спеціальний утримувач над магнітною мішалкою. Титрування проводити у стаканчику місткістю 50 см³, де знаходиться магнітна вертушка для перемішування;

натиснути кнопки "аніони/катіони", "рХ" та кнопку діапазону рН "4/9".

Визначення буферної ємності по кислоті (В_к).

Піпеткою відібрати 20,0 мл сироватки крові, перенести у стаканчик з магнітною вертушкою. Бюретку заповнити титрованим розчином соляної кислоти. Визначити первинне значення рН рН_о. При перемішуванні додати розчин кислоти до зміни рН приблизно на одиницю. Визначити на приладі точне значення рН, що встановилося, а по бюретці точний об'єм кислоти, що був витрачений.

Буферну ємність розрахувати за формулою:

С_(НСl) , V_(HCl) - молярна концентрація еквівалента (моль/дм³) і об'єм (мл) розчину соляної кислоти;

V_{(сиров )} об'єм сироватки крові (мл);

|рН₁ - рН₀| різниця значень рН по абсолютній величині.

Визначення буферної ємності по лугу (В_л).

Відібрати піпеткою 20,0 мл сироватки крові. Бюретку заповнити титрованим розчином гідроксиду натрію. Титрування проводити аналогічно попередньому. Визначити нове значення рН сироватки крові та витрачений об'єм розчину гідроксиду натрію. Виконати розрахунок за формулою:

С_(NaOH) , V_(NaOH) - молярна концентрація еквівалента (моль/дм³) і об'єм (мл) розчину гідроксиду натрію;

V_{(сиров )} - об'єм сироватки крові, мл;

|pH₁ - рН₀| різниця значень рН по абсолютній величині.

Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Зробити розрахунки буферної ємності по кислоті та лугу, порівняти одержані значення і записати висновки.

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. 1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с. 170-176.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

Биофизическая химия. К, Вища школа, с.80-90, 123-126.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975. с. 96-100.

ЗАНЯТТЯ 1.12

1. ТЕМА: Колігативні властивості розчинів.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Колігативні властивості розчинів (дифузія, осмос та ін.) обумовлюють найважливіші аспекти життєдіяльності організму. Осмотичний тиск обумовлює розподіл води і поживних речовин між різними органами і тканинами організму. Механізм осмосу залежить від природи мембран. За рахунок вибіркової проникності мембран відбувається перенесення поживних речовин і виведення продуктів метаболізму. Вивчення осмотичних явищ показало, що в середині клітини осмотичний тиск більший, ніж у позаклітинній рідині. Методи осмометрії, кріометріі та ебуліометріі використовуються для дослідження біологічних рідин, визначення їх осмоляльності, середньої молекулярної маси білка та молекулярних мас інших фізіологічно активних сполук.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про колігативні властивості розчинів та їх значення для життєдіяльності організму. Виконати осмометричні дослідження, підібрати гіпо-, гіперта ізотонічні розчини для еритроцитів крові.

Студент повинен знати:

суть колігативних властивостей розчинів: дифузії, осмосу, зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином, зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів;

закони Фіка, Оствальда, Рауля;

суть термінів: ізотонічний, гіпертонічний, гіпотонічний розчин;

суть процесів гемолізу та плазмолізу;

можливості застосування методів осмометрії, кріоскопії та ебуліоскопії.

вміти:

робити обчислення за рівняннями Оствальда, Рауля, формулами методів кріоскопії та ебуліоскопії;

проводити порівняльний аналіз розчинів для визначення їх дії як ізотонічних, гіпертонічних, або гіпотонічних.

оволодіти навичками:

проведення найпростіших осмометричних досліджень біологічних рідин;

визначення процесів гемолізу і плазмолізу.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про розчини електролітів та неелектролітів.

2) Теорія розчинів.

3) Концентрація розчинів.

4) Теорія електролітичної дисоціації, поняття про сильні та слабкі електроліти, ступінь та константу дисоціаці.

(Матеріал шкільної програми з хімії та попередніх занять).

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ (самостійна позааудиторна робота студентів)



Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Колігативні властивості розведених розчинів неелектролітів.	1.1. Дифузія, закон Фіка, рівняння Ейнштейна. 1.2. Осмос, осмотичний тиск, закон Вант-Гоффа. 1.3. Явище осмосу у природі, біологічне значення осмосу, осмометрія, поняття про зворотний осмос. 1.4. Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином. Закон Рауля 1.5. Наслідки закону Рауля. Кріота ебуліоскопія.
2. Особливості колігативних власти-востей розчинів електролітів та біологічних рідин	2.1. Поняття про ізотонічний коефіцієнт. 2.2. Гіпо-, гіперта ізотонічні розчини. Плазмоліз та гемоліз. 2.3. Онкотичний тиск. 2.4. Внесок електролітів, неелектролітів, біополімерів у загальне значення осмотичного тиску біологічних рідин.

6. ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Що обумовлює величину осмотичного тиску плазми крові?

2) У чому суть поняття "ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа"?

3) У чому полягає відмінність дії морської води від річкової на очі людини, яка пірнає?

4) В якому випадку перший розчин є гіпертонічним по відношенню до другого?

а) розчин сахарози (5 моль/л) і розчин сечовини (5 моль/л);

б) розчин глюкози (1 моль/л) і розчин сахарози (0,1 моль/л);

в) розчин сахарози (0,1 моль/л) і розчин нітрату калію (0,08 моль/л);

г) розчин нітрату калію (0,1 моль/л) і розчин хлориду кальцію (0,8 моль/л).

5) Над яким розчином тиск насиченї водяної пари буде максимальним, що призведе до мінімальної температури кипіння цього розчину?

а) розчин хлориду кальцію (0,4 моль/л);

б) розчин хлориду калію (1,0 моль/л);

в) розчин сечовини (0,4 моль/л);

г) розчин сахарози (1,0 моль/л).

6) При розчиненні 13 г камфори в 400 г диетилового ефіру температура кипіння підвищилась на 0,453°. Визначити молярну масу камфори.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Величина осмотичного тиску плазми крові обумовлена вмістом електролітів, концентрацією низькомолекулярних неелектролітів і біополімерів. Вирішальну роль відіграють катіони та аніони електролітів. Осмотичний тиск крові людини при 37°С досягає величини 0,74-0,78 МПа. Внесок колоїдних частинок та біополімерів (онкотичний тиск) значно менший до 0,004 МПа (до 5%). Постійність осмотичного тиску в крові людини регулюється шляхом виділення парів води при диханні, роботою нирок, виділенням поту та ін.

2) Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа дозволяє врахувати вплив на колігативні властивості розчинів збільшення кількості частинок у розчинах електролітів, що відбувається внаслідок їх дисоціації. При повній дисоціації (ступінь дисоціації б = 1,0) з одного моль електроліту утворюється n моль іонів, що поводяться як самостійні частинки в розчині (для розведених розчинів). Ізотонічний коефіцієнт визначається за формулою: i = 1+б(n-1)

3) Загальна концентрація розчинених речовин (перш за все солей)

в очній тканині є вищою, ніж їх концентрація в прісній воді і нижчою, ніж у морській воді. При контакті з прісною водою очна тканина внаслідок осмосу "розбухає" (відчуття різі в очах), а при контакті з морською водою дещо "всихає" (почервоніння очного яблука).

4) У випадку б). Одномолярний розчин глюкози є гіпертонічним до децимолярного розчину сахарози, тому що він містить більшу кількість молекул і його осмотичний тиск буде більшим. У випадках в) і г) треба врахувати певну дисоціацію розчинених солей, які є сильними електролітами. У цих випадках певні розчини будуть гіпотонічними по відношенню до других.

5) Над розчином в). Над розчином з концентрацією 0,4 моль/л сечовини тиск насиченої водяної пари буде максимальним, тому що кількість розчинених частинок у ньому буде мінімальною.

6) Згідно з наслідком із закону Рауля:

Дt_к= E Ч C_m,

підвищення температури кипіння розчину (Дt_к) пропорційне моляльній (С_m) концентрації розчиненої речовини. Змінимо рівняння відносно моляльної концентрації і перетворимо його у форму, необхідну для розрахунку молярної маси розчиненої речовини:

де: М молярна маса камфори, г/моль;

Е ебуліоскопічна константа розчинника, кгЧград/моль;

а маса розчиненої речовини, кг;

В маса розчинника, кг.

Для діетилового ефіру: Е = 2,12 кгЧград/моль

Проводимо розрахунки;

Дt_к = 0,453⁰ a = 13Ч10^-3 кг В = 0,4 кг

ЗАДАЧІ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО РОЗВ'ЯЗУВАННЯ (самостійна позааудиторна робота студентів)

Задача № 1

Розчин, що містить у 500 мл води 18 г розчиненої речовини, має осмотичний тиск при 0°С 0,0456 MПа. Розрахувати молярну масу розчиненої речовини.

Задача № 2.

Визначити температуру замерзання розчину, що має 1 моль сечовини на кожний кілограм води.

Задача № 3.

Температура замерзання розчину, що містить 1,7 г хлориду цинку

в 0,25 л води, дорівнює -0,23°С.

Визначити ізотонічний коефіцієнт такого розчину.

Задача № 4.

Осмотичний тиск плазми крові людини при 37°С складав 0,77 МПа. Яку масу сахарози треба взяти для приготування 0,5 л розчину, ізотонічного крові?

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Визначення осмотичного тиску.

Зібрати прилад для спостерігання явища осмосу найпростіший осмометр (мал.1). Він складається із посудини з дистильованою водою (1) і зануреної у неї склянки (2). Дном склянки (2) є напівпроникна мембрана целофанова плівка (3). У верхній отвір склянки (2) вставляється пробка з капіляром (4). Склянку (2) з капіляром (4) заповнити розчином сахарози з концентрацією 1,5 моль/л, забарвленим для кращого спостерігання у червоний колір. Заповнену склянку (2) занурити у посудину (1) таким чином, щоб рівні розчину в капілярі і води в посудині були однаковими.

Внаслідок осмосу рівень розчину у капілярі почне підніматися і зупиниться при встановленні динамічної рівноваги (коли швидкість переходу води з посудини (1) у склянку (2) і навпаки стануть рівними). Стовп рідини у капілярі створить додатковий гідростатичний тиск. Після цього виміряти висоту стовпа рідини у капілярі ( h ) відносно рівня дистильованої води у посудині.

Розрахувати величину осмотичного тиску, враховуючи, що вона дорівнює гідростатичному тиску стовпа рідини:



P_осм. = P_гідр. P_гідр= с Ч g Ч h, де:

с густина розчину сахарози, кг/м³;

g прискорення вільного падіння, м/с²;

hвисота стовпа рідини в капілярі, м.

Дані досліду занести в таблицю:

Концентрація розчину, С, моль/м3	с, кг/м3	g, м/c2	h, м	Pосм , Па
1,5 Ч 103	1,14 Ч 103	9,8

Спостерігання явищ гемолізу та плазмолізу еритроцитів.

У три пробірки внести послідовно по 2,0 мл розчину з масовою часткою хлориду натрію 0,9 та 10 % і 2 мл дистильованої води. У кожну пробірку додати по 2 краплі крові, перемішати скляною паличкою. Помістити на предметне скло по краплі розчину з кожної пробірки, накрити покривним склом. Під мікроскопом спостерігати зміну або збереження форми еритроцитів.

Визначити, яка схема відповідає гемолізу, а яка плазмолізу еритроцитів та замалювати їх. Визначити, який розчин був гіпо-, гіпepта ізотонічним крові.

Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Замалювати у зошиті будову осмометра. Розрахувати величину осмотичного тиску та заповнити таблицю.

Замалювати схеми гемолізу та плазмолізу еритроцитів. Зробити висновок, який розчин був гіпо-, гіпepта ізотонічним крові.

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с. 111-126.

2. Медицинская химия: учеб./ В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г. Биофизическая химия. Киев. Вища школа, 1986, с. 49-59.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа. 1989, с. 112-125.

ЗАНЯТТЯ 1.13

Підсумковий контроль засвоєння модулю 1 “Кислотно-основні рівноваги та комплексоутворення в біологічних рідинах”.

Перелік питань до підсумкового контролю модулю 1.

Хімія біогенних елементів. Комплексоутворення в біологічних рідинах.

1. Електронна структура біогенних елементів. Типові хімічні властивості елементів та їх сполук (реакції без зміни ступеня окиснення, зі зміною ступеня окиснення, комплексоутворення). Зв'язок між місцезнаходженням s-, p-, d-елементів в періодичній системі та їх вмістом в організмі.

2. Розчини комплексних сполук. Сучасні уявлення про будову комплексних сполук. Класифікація комплексних сполук (за природою лігандів та зарядом внутрішньої сфери).

3. Константи нестійкості та стійкості комплексних іонів. Основи комплексонометрії.

4. Внутрішньокомплексні сполуки. Поліядерні комплекси. Комплексні сполуки в біологічних системах. Уявлення про будову гемоглобіну.

Кислотно-основні рівноваги в біологічних рідинах.

1. Розчини в життєдіяльності. Ентальпійний та ентропійний фактори розчинення та їх зв'язок з механізмом розчинення.

2. Розчинність газів у рідинах та її залежність від різних факторів. Закон Генрі-Дальтона. Вплив електролітів на розчинність газів. Розчинність газів в крові.

3. Розчинність твердих речовин та рідин. Розподіл речовин між двома рідинами, що не змішуються. Закон розподілу Нернста, його значення у явищі проникності біологічних мембран.

4. Рівновага у розчинах електролітів. Закон розведення Оствальда.

5. Дисоціація води. Іонний добуток води. рН біологічних рідин.

6. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів.

7. Типи протолітичних реакцій. Реакції нейтралізації, гідролізу та іонізації.

8. Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу.

9. Основи титриметричного аналізу. Методи кислотно-основного титрування. Кислотно-основні індикатори та принципи їх підбору.

10. Буферні системи та їх класифікація, рН буферних розчинів.

11. Механізм дії буферних систем.

12. Буферна ємність та фактори, від яких вона залежить. Буферні системи крові.

13. Колігативні властивості розбавлених розчинів: зниження температури замерзання, підвищення температури кипіння. Закони Рауля. Кріометрія та ебуліометрія.

14. Колігативна властивість розбавлених розчинів - осмос. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа. Плазмоліз та гемоліз.

15. Колігативні властивості розбавлених розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Гіпо-, гіперта ізотонічні розчини в медичній практиці. Роль осмосу в біологічних системах.

МОДУЛЬ 2. РІВНОВАГИ В БІОЛОГІЧНИХ СИСТЕМАХ НА МЕЖІ ПОДІЛУ ФАЗ

ЗАНЯТТЯ 2.1

1. ТЕМА. Теплові ефекти хімічних реакцій в розчинах. Направленість процесів.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Біоенергетика вивчає перетворення енергії, що відбуваються в організмі. Основним джерелом енергії для організму є хімічна енергія продуктів харчування. Вона витрачається на внутрішні процеси: дихання, кровообіг, метаболізм, секрецію, підтримування сталої температури, а також на виконання зовнішньої роботи. Незважаючи на цілий ряд особливостей енергообміну в організмі, теоретичною основою біоенергетики є хімічна термодинаміка з її законами і поняттями. А термохімія, як складова частина термодинаміки, дозволяє визначати калорійність продуктів харчування, тобто є важливою для дієтології та лікувального харчування, для встановлення норм харчування людей у залежності від їх енерговитрат. Закони і методи термохімії застосовуються для вивчення теплових ефектів біохімічних реакцій.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про важливість термодинамічного підходу при дослідженні хімічних та біохімічних процесів. Засвоїти основні поняття термохімії. Опанувати методику найпростіших термохімічних досліджень та розрахунків.

Студент повинен знати:

суть І і ІІ законів хімічної термодинаміки;

закон Гесса та його наслідки;

значення закону Гесса для прямої та непрямої калориметрії;

суть понять: ентальпія, внутрішня енергія, ентропія;

суть поняття "енергія Гіббса", "енергія Гельмгольца";

термодинамічні критерії самодовільного перебігу хімічних і біохімічних реакцій;

суть понять "макроергічні зв'язки", "макроергічні сполуки" і їх значення для живих організмів;

суть понять "екзергонічні та ендергонічні процеси", "енергетичне супряження в живих організмах";

вміти:

складати термохімічні рівняння екзота ендотермічних реакцій;

розраховувати теплові ефекти реакцій за значеннями стандартних ентальпій утворення та згоряння;

визначати калорійність харчових продуктів за значеннями калорійності білків, жирів, вуглеводів;

розраховувати величину зміни енергії Гіббса для реакції за значеннями зміни ентальпії та ентропії;

оцінювати можливість самодовільного перебігу процесів за значеннями зміни енергії Гіббса або зміни ентальпії та ентропії реакції;

оволодіти навичками:

проведення найпростіших термохімічних визначень та розрахунків.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про теплові ефекти реакцій, ендота екзотермічні реакції.

2) Складання рівнянь хімічних реакцій.

3) Суть реакції нейтралізації.

4) Вміння визначати температуру розчинів за допомогою термометра.

(Матеріал шкільного курсу з хімії)

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).



Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Хімічна термодинаміка як наука.	1.1. Предмет хімічної термодинаміки. 1.2. Основні поняття: системи, види систем; параметри системи; ізобарні, ізохорні, ізотермічні процеси.
2. І закон термодинаміки.	2.1. Теплота і робота як форми перетворення різних видів енергії. 2.2. Суть понять: внутрішня енергія, ентальпія.
3. Термохімія як наука про теплові ефекти хімічних реакцій.	3.1. Зміна ентальпії як тепловий ефект реакції. 3.2. Термохімічні рівняння, система знаків теплових ефектів. 3.3. Розрахунки за термохімічними рівняннями.
4. Закон Гесса та його наслідки.	4.1. Суть закону Гесса та застосування його для розрахунків. 4.2. Стандартні ентальпії (теплоти) утворення і згоряння та їх застосу-вання для розрахунків теплових ефектів реакцій. 4.3. Пряма та непряма калориметрія при визначенні калорійності харчових продуктів.
5. ІІ закон термодинаміки.	5.1. Ентропія та її зміна у самодовільному процесі. 5.2. Якісна оцінка зміни ентропії у хімічних реакціях.
6. Термодинамічні потенціали: енергія Гіббса та енергія Гельмгольца.	1.1. Розрахунок зміни енергії Гіббса у реакції за даними стандартних енергій Гіббса вихідних речовин і продуктів реакції.
7. Критерії направленості самодовільних процесів.	2.1. Ентальпійні та ентропійні фактори у хімічних реакціях. 2.2. Зміна енергії Гіббса як критерій самодовільного перебігу хімічного процесу.
8. Особливості термодинаміки живого організму як відкритої системи.	3.1. Макроергічні сполуки у живому організмі. АТФ як джерело енергії. 3.2. Енергетичне супряження екзергонічних та ендергонічних процесів в організмі. 3.3. Поняття про стаціонарний стан відкритої системи.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вказати, в якому випадку реакція е ендотермічною.

а) якщо енергія продуктів дорівнює енергії вихідних речовин;

б) якщо енергія продуктів більша, ніж енергія вихідних речовин;

в) якщо енергія продуктів менша, ніж енергія вихідних речовин;

г) це можна зробити, якщо відомо, виділяється теплота, чи поглинається.

2) Вибрати термохімічні рівняння екзотермічних реакцій:

а) О₂ + 1/2 О₂ = О₃, Н = 142 кДж

б) 1/2 О₂ + Н₂ = Н₂О _(г), Н = 242 кДж

в) Н₂О + 1/2 О₂ = Н₂О₂, Н = 98,2 кДж

г) Н₂ + 1/2 О₂ = Н₂О _(г), Н = 285,8 кДж

3) Вказати, для якої з речовин стандартна ентальпія утворення дорівнює нулю.

а) Вr_{2 г)} б) Вr_{2 ( p)} в) Вr_{2 ( т )} г) НBr _{( г)}

4) Розрахувати зміну ентальпії Н (тепловий ефект) реакції, яку експериментально здійснити неможливо: Н_{2 (г)} + 0_{2 (г)} = Н₂0_{2 (г)}, якщо відомі такі термохімічні рівняння:

Н₂О_{2 (р)} = Н₂О _(р) + 1/2 О_{2 (г),} Н = -98,2 кДж (І)

Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} = Н₂О _(р), Н = -284,2 кДж (ІІ)

а) -382,4 кДж; б) -186,0 кДж; в) 186,0 кДж; г) 382,4 кДж

5) Розрахувати кількість теплоти, що виділяється у реакції:

С_(т) + 2N₂O _(г) = CO_2(г) + 2N_2(г),

якщо вступає в реакцію 22 г оксиду нітрогену (І), а ентальпії утворення дорівнюють:

Н⁰_f,298(N₂O_(r))= 81,55 кДж/моль, Н⁰_f,298(CO_{2 (r)})= -393,51 кДж/моль

а) 475,1 кДж б) 139,2 кДж в) 278,3 кДж г) 556,61 кДж

6) Визначити якісну величину (знак) зміни ентропії у реакціях:

1. 2C _(т) + O_{2 (г)} = 2CO _(г) 2. 2H_{2 ( г)} + O_{2 ( г)} = 2H₂O _{( г)}



а) 1. S > 0 б) 1. S < 0 в) 1. і 2. S > 0

2. S < 0 2. S >0 г) 1. і 2. S < 0

7) Розрахувати калорійність 200 г маргарину, що містить 0,3% білків, 82,3% жирів, 1% вуглеводів, якщо при згорянні в організмі 1 г білка або 1 г вуглевода виділяється 17,18 кДж енергії, а при згорянні 1 г жиру виділяється 38,97 кДж енергії.

8) Визначити умови зміни ентальпії і зміни ентропії реакції, за якими вона буде відбуватися самодовільно за будь-якої температури.

а) ДН>0, ДS>0 б) ДН<0, ДS<0 в) ДН>0, ДS<0 г) ДН<0, ДS>0

9) Оцінити, за якої температури буде відбуватися самодовільно процес, термохімічне рівняння для якого має вигляд:

2 С_(т) + 0_{2 (г)} = 2 СО_(г), ДН° = 221 кДж,

якщо відомі значення стандартних ентропій речовин:

S⁰₂₉₈(C_(т))= 5,74 Дж/моль К; S⁰₂₉₈(О_2(г))= 205,17 Дж/моль К;

S⁰₂₉₈(CО_(г))= 197,68 Дж/моль К

а) буде відбуватися тільки за стандартної температури;

б) буде відбуватися за будь-якої температури;

в) не буде відбуватися за стандартної температури;

г) не буде відбуватися за будь-якої температури.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь б).

Ендотермічною є реакція, яка супроводжується поглинанням теплоти, тому енергія продуктів буде більша, ніж енергія вихідних речовин.

2) Правильна відповідь б) і г).

Екзотермічні реакції супроводжуються виділенням теплоти, отже, для них зміна ентальпії буде від'ємною (термодинамічна система знаків теплових ефектів).

3) Правильна відповідь б).

Стандартна ентальпія (теплота) утворення (Н⁰_f,298) дорівнює нулю для простих речовин, якщо вони за стандартних умов знаходяться у стійкому стані. Простою речовиною, з наведених у відповідях, є бром. Але стійким станом за стандартних умов для нього є рідина, отже тільки для Вr_{2 (р)} Н⁰_f,298 буде дорівнювати нулю.

4) Правильна відповідь б).

Для того, щоб одержати термохімічне рівняння потрібної реакції Н_{2 (г)} + О_{2 (г)} = Н₂О_{2 (р),} Н, тобто знайти величину Н, треба від рівняння (ІІ) відняти рівняння (І) і від Н₂ відняти Н₁:

Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} Н₂О_{2 (р)} = Н₂О_(р) Н₂О_(р) - 1/2 О_2(г), Н = Н₂ -Н₁

або Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} = Н₂О_{2 (р),} Н = -284,2-(-98,2)

Маємо: Н_{2 (г)} + О_{2 (г)} = Н₂О₂ (_р), Н = 186,0 кДж

5) Правильна відповідь б).

Запишемо термохімічне рівняння реакції:

С_(т) + 2N₂O = CO_2(г) + 2N_2(г), ДН = ...

Розрахуємо значення теплового ефекту за наслідком закону Гесса, що був використаний при розв'язанні попередньої задачі, та значеннями стандартних ентальпій утворення за умовою. Пригадаємо, що для С_(т) і N_2(г) стандартні теплоти утворення дорівнюють нулю.

Отже, будемо мати:

ДН = Н⁰_f,298(СО_2(г))-2 Н⁰_f,298(N₂О_(г)) = -393,51 - 2 (81,55) = 556,61(кДж).



Тобто, термохімічне рівняння матиме таку повну форму:

С_(т) + 2N₂О_(г) = СО_2(г) + 2N_2(г), ДН = -556,61 кДж.

Якщо в реакцію вступає 22 г N₂О (або 0,5 моль, бо М(N₂О)= 44 г/моль), у реакції буде виділятися у чотири рази менше тепла:

6) Правильна відповідь а).

У цілому величина ентропії речовини залежить від її агрегатного стану і зменшується в ряду: газ рідка речовина тверда речовина. Для якісної оцінки зміни ентропії у хімічній реакції можна з певним припущенням порівнювати кількість тільки газоподібної речовини до і після реакції. Чим більшою буде кількість таких речовин, тим більшою буде і величина ентропії.

Застосовуючи такий підхід, маємо для першої реакції: у лівій частині рівняння 1 моль газу, а у правій 2 моль, отже ДS>0. У другій реакції справа буде менше газоподібних речовин, ніж зліва, тобто ДS<0, бо завжди ДS =S_{(продуктів)}S _{(вих. речовин)}

7) Знаходимо масу білків, жирів і вуглеводів у маргарині:

Враховуючи калорійність 1 г білків, жирів і вуглеводів, знаходимо загальну калорійність 200 г маргарину:

Q = (0,6 г + 2,0 г) 17,18 кДж/г + 164,6 г 38,97 кДж/г = 44,67 кДж + 6414,46 кДж = = 459,13 кДж

Отже, при повному окисленні 200 г маргарину організм одержить 6459 кДж енергії.

8) Правильна відповідь г).

Як відомо, реакція легко відбувається самодовільно, якщо виконується критерій самодовільного перебігу реакцій, а саме: ДG<0. Оцінити знак зміни енергії Гіббса можна за знаками зміни ентальпії і зміни ентропії реакції за рівнянням:

ДG = ДН - Т ДS

Отже, для того, щоб значення ДG було від'ємним незалежно від температури, треба, щоб виконувалися умови: ДЗ<0 і ДS>0

9) Правильна відповідь б).

Оскільки відомі величини зміни ентальпії реакції (ДН = -221кДж), треба розрахувати величину ентропії. Зміна ентропії реакції ДS° розраховується як різниця суми стандартних ентропій продуктів реакції і суми стандартних ентропій вихідних речовин з урахуванням їхніх коефіцієнтів:

ДS=2 S^O₂₉₈(CO_2(r)) 2 S^O₂₉₈(C_(T)) -2 S^O₂₉₈(O_2(r))= 2 196,68 - 2 5,74 - 205,17 = 395,36 - -11,48 - 205,17 = 178,71 (Дж/К)

Тепер визначаємо зміну енергії Гіббса реакції:

ДG° = ДЗ° 298 ДS = 221 - 298 0,1787 = 274,25 (кДж)

Оскільки ДG°<0, можна зробити висновок, що за стандартної температури реакція буде йти самодовільно, але, враховуючи, що ДН°<0 і ДS°>0, треба оцінити цю реакцію як самодовільну, з термодинамічної точки зору, за будь-якої температури.

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Визначення величини теплового ефекту реакції нейтралізації.

Для вимірювання теплових ефектів реакцій використовують калориметри. У цій роботі визначення будуть проводитися за допомогою найпростішого калориметра, який складається з двох фарфорових стаканів внутрішнього і зовнішнього, прошарок повітря між якими є теплоізолятором. Припустимо, що теплота нейтралізації буде витрачатися на нагрівання розчину, що утвориться при реакції, і внутрішнього стакана, маса якого (m_ст) відома.

Відібрати мірним циліндром 100 мл розчину NаОН (молярна концентрація 1 моль/л) і вилити у внутрішній стакан. Занурити у цей розчин термометр, витримати 1-2 хв. і визначити температуру (t₁). Припускаючи, що розчин кислоти має таку ж саму температуру, відібрати 100 мл розчину НСl (молярна концентрація 1 моль/л) і швидко влити її у той же самий стакан. За допомогою термометра визначити максимальну температуру розчину, що утворився (t₂).

Припускаючи, що густина розчинів гідроксиду натрію і соляної кислоти однакова і дорівнює 1 г/мл, будемо мати таку масу розчину у стакані:

m_р = (V_NаОН +V_HCl) = (100 + 100) 1 = 200 (г).

Значення m_ст, t₁ і t₂ занести у таблицю:

Параметр	Позначення	Величина
1. Маса внутрішнього стакана	mст
2. Маса розчину	mр	200 г
3. Теплоємність стакана	С ст.	1,087 Дж/г град
4. Теплоємність розчину	С р.	4,1 Дж/г град
5. Початкова температура	t1
6. Кінцева температура	t2



Розрахувати суму теплоємностей (C) стакану і розчину в ньому:

C = C_ст. m_ст.+ С_р. m_р, Дж/град.

Визначити кількість теплоти, що виділяється у досліді:

, Дж

Визначити кількість теплоти, що відповідає взаємодії 1 моль гідроксиду натрію з 1 моль хлороводневої кислоти, враховуючи, що у 100 мл розчину NaOH і НСl міститься по 0,1 моль речовини:

, кДж

Складання термохімічного рівняння реакції нейтралізації. Записати термохімічне рівняння реакції нейтралізації у молекулярній і короткій іонній формах за термодинамічною системою знаків теплових ефектів, враховуючи, що Н = Q .

Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні розрахунки по визначенню теплового ефекта реакції нейтра-лізації, заповнити таблицю, записати термохімічне рівняння реакції нейтралізації у моле-кулярній і короткій іонній формах

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с.366-411.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянський В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 8-25.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1989, с. 6-28.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с.10-17.

ЗАНЯТТЯ 2.2

1.ТЕМА. Кінетика біохімічних реакцій.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Хімічна кінетика є основою для вивчення швидкостей та механізму біохімічних реакцій. Дослідження швидкостей біохімічних реакцій дозволяють визначити активність ферментів, що допомагає встановити правильний діагноз. Користуючись методами хімічної кінетики, можна визначити швидкість надходження лікарських речовин у кров та виведення їх з організму. Знання періоду напівперетворення потрібне для встановлення терміну зберігання лікарських засобів, швидкості накопичення у довкіллі радіонуклідів, пестицидів, інших шкідливих речовин. Методи хімічної кінетики дають змогу обрати оптимальні умови для нейтралізації та утилізації шкідливих викидів промислових підприємств, контролювати рівень забруднення водосховищ і водоймищ стічними водами та нафтопродуктами, а повітря отруйними газами. Вивчення теоретичних положень хімічної кінетики дозволить студентам засвоїти відповідні розділи біохімії, фармакології, гігієни.

3. МЕТА. Засвоїти теоретичні положення хімічної кінетики як основи для вивчення механізму і швидкості хімічних і біохімічних реакцій. Експериментально довести залежність швидкості реакції від концентрації та температури.

Студент повинен знати:

визначення швидкості реакції;

закон діючих мас для швидкості реакції, особливості його застосування для гомогенних і гетерогенних реакцій, фізичний зміст константи швидкості реакції;

суть понять "молекулярність" і "порядок реакції";

правило Вант-Гоффа, його особливості для біохімічних процесів;

суть поняття "енергія активації", рівняння Арреніуса, поняття про теорію перехідного

стану;

визначення і приклади простих і складних реакцій, ланцюгових реакцій, антиоксидантів.

вміти:

складати кінетичні рівняння за законом діючих мас для гомогенних і гетерогенних реакцій;

визначати формальний загальний порядок реакції за кінетичним рівнянням;

оцінювати зміну швидкості реакції в залежності від зміни концентрації і тиску реагуючих речовин;

проводити розрахунки за правилом Вант-Гоффа.

оволодіти навичками:

експериментального доведення впливу концентрації та температури на швидкість реакції.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Гомогенні та гетерогенні реакції.

2) Поняття про середню швидкість реакції.

(Матеріал шкільної програми з хімії).

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).



Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Швидкість хімічних реакцій.	1.1. Середня швидкість. 1.2. Миттєва швидкість.
2. Закон діючих мас для швидкості реакції.	2.1. Особливості застосування закону для гомогенних і гетерогенних, простих і складних реакцій. 2.2. Фізичний зміст константи швидкості. 2.3. Залежність швидкості реакції від концентрації, тиску, температури.
3. Молекулярність і порядок реакції.	3.1. Реакції нульового, першого порядку. 3.2. Поняття про механізм реакції. Теорія перехідного стану.
4. Залежність константи швидкості реакції від температури.	4.1. Поняття про енергію активації. 4.2. Рівняння Арреніуса. 4.3. Правило Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції, його особливості для біохімічних процесів.
5. Поняття про складні реакції.	5.1. Паралельні, послідовні, оборотні, супряжені реакції. 5.2. Ланцюгові реакції. Поняття про антиоксиданти.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати з наведених реакцій ті, що є гетерогенними:

1. 2 СО_(г) + О_2(г) = 2 СО_2(г) 2. S_(т) + О_2(г) = SО_2(г)

3. 2 Na_(т) + Сl_2(г) = 2NаСl_(т) 4. Nа₂СO_3(т) + SiО_2(т) = Na₂SiO_3(т) + CO_2(г)

а) 1, 2, 3 б) 2, 3, 4 в) 1, 3, 4 г) 1, 2, 4

2) Вказати, від яких факторів залежить константа швидкості реакції.

а) від температури і концентрації;

б) від природи реагуючих речовин і їх концентрації;

в) від природи реагуючих речовин і температури;

г) від природи реагуючих речовин, температури і концентрації.

3) Вибрати правильне кінетичне рівняння для реакції:



CaCО_3(г) = СаО_(т) + СО_2(г)

а) v = k [СаСО₃] б) v = k [CaO] [CO₂] в) v = k [СО₂] г) v = k

4) Визначити, як зміниться швидкість реакції 2NO_(г)+O_2(г) = 2NO_2(г) , якщо зменшити реакційний об'єм у 3 рази.

а) зменшиться у 9 разів; в) зменшиться у 27 разів;

б) збільшиться у 9 разів; г) збільшиться у 27 разів.

5) Вказати величину загального порядку реакції: 2NO_(г)+ O_2(г) = 2NO_2(г)

а) 5 б) 3 в) 2 г) 1

6) Розрахувати, у скільки разів зросте швидкість реакції при підвищенні температури з 20 до 70°С, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3.

а) 15 б) 81 в) 243 г) 729

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Гетерогенними називаються реакції, реагуючі речовини яких знаходяться у різних фазах. Це реакції між газом і рідиною, газом і твердою речовиною, двома рідинами, що не змішуються, або двома твердими речовинами, які завжди утворюють дві різні фази.

2) Правильна відповідь в).

Константа швидкості реакції залежить лише від природи реагуючих речовин і температури, вона дорівнює швидкості реакції за умови одиничних концентрацій реагуючих речовин.

3) Правильна відповідь г).

Оскільки у формальне кінетичне рівняння для гетерогенних реакцій не входять концентрації речовин, що складають конденсовані фази, і у лівій частині рівняння реакції тільки тверда речовина, кінетичне рівняння матиме вигляд: v = k. Тобто, з формальної точки зору, швидкість цієї реакції, за умови постійної температури, буде сталою величиною.

4) Правильна відповідь г).

Кінетичне рівняння для реакції матиме вигляд:

v = k [NO]² [O₂]

Внаслідок зменшення об'єму концентрація або парціальний тиск кожного з газів збільшується відповідно втричі. Отже, тепер швидкість буде дорівнювати:

Тобто, швидкість реакції зросте у 27 разів.

5) Правильна відповідь б).

Загальний порядок реакції це сума показників степенів концентрацій речовин у кінетичному рівнянні. У нашому випадку це 2 + 1 = 3

6) Правильна відповідь в).

Зміна швидкості реакції за правилом Вант-Гоффа залежить від зміни температури згідно з рівнянням:

де: t₁ i t₂ початкова і кінцева температури;

v_t1 i v_t2 швидкість початкова і після зміни температури;

температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Підставивши у рівняння відповідні дані, будемо мати:

або

Тобто, швидкість реакції зросте у 243 рази.

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Визначення впливу ступеня подрібнення речовин на швидкість гетерогенної реакції.

У суху пробірку насипати довільну порцію сухих кристалів солей Pb(NO₃)₂ і KI. Після повільного перемішування спостерігати, чи відбувається зміна забарвлення. Після цього суміш ретельно перетерти товкачиком у сухій фарфоровій ступці. Відзначити, як змінилося забарвлення. Потім до перетертої суміші додати декілька крапель дистильованої води і відзначити колір розчину, що утворився. Написати рівняння реакції та вказати речовину, що надає системі характерного забарвлення. Зробити висновок про вплив ступеня подрібнення речовин на швидкість реакції; порівняти швидкість гомогенної і гетерогенної реакцій.

Визначення залежності швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Дослід базується на реакції утворення нерозчинної у воді сірки за рівнянням:

Використовуються розчини з молярною концентрацією еквівалента 1 моль/дм³.

У три колбочки (перша серія) налити розчини тіосульфату натрію і дистильованої води у співвідношеннях, що наведені у таблиці. У три інші пробірки (друга серія) відібрати по 10 мл розчину сірчаної кислоти. По черзі доливати розчин із пробірки (друга серія) до розчину у колбочці (перша серія), визначаючи час ( ф ) від моменту поєднання розчинів до моменту утворення ледве помітної каламутності. Одержані значення занести у таблицю. Розрахувати умовну швидкість реакції за формулою:



Об'єм розчинів, мл	Час ,c	Умовна швидкість реакції v, C-1
Перша серія	Друга серія
10	20
20	10
30	-

Зробити висновок про вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість гомогенної реакції.

Визначення впливу температури на швидкість реакції.

Дослід також базується на реакції утворення нерозчинної у воді сірки за рівнянням:

Na₂S₂О₃ + Н₂SО₄ = Nа₂SО₄ + Sv + Н₂SО₃

Використовуються розчини з молярною концентрацією еквівалента 0,5 моль/дм³.

У три сухі пробірки налити по 5 мл розчину сірчаної кислоти (перша серія розчинів). У три інші пробірки по 5 мл розчину тіосульфату натрію (друга серія). Визначити температуру розчинів термометром (вона однакова для обох розчинів). Злити разом розчин першої серії і розчин другої серії та визначити час до утворення ледь помітної каламутності. Решту підготовлених пробірок обох серій нагріти на водяній бані спочатку до температури, що на 10°С перевищує початкову. Знову злити два розчини обох серій і визначити час до утворення каламутності. Останні дві пробірки нагріти до температури, ще на 10° вищої. Зливши їх вміст, втретє визначити час до утворення каламутності.

Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні рівняння реакцій, заповнити таблиці, записати висновки до кожного з дослідів.

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с.420-454.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Садовшчая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, I986, с. 140-149, 161-164.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 55-67, 70-73.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с.101-118.

ЗАНЯТТЯ 2.3

1. ТЕМА. Кінетика біохімічних реакцій.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. У живій природі, промисловості, повсякденному житті велику роль відіграють каталітичні процеси. Каталізатори дозволяють значно прискорити швидкість реакції, одержати такий вихід продукту, який робить ефективним промислове добування. Необхідними для життя є біологічні каталізатори ферменти, активність яких набагато більша, ніж активність неорганічних каталізаторів. Практично всі біохімічні реакції, як у найпростіших одноклітинних організмах, так і в організмі людини, мають ферментативний характер. Обмін речовин на клітинному рівні обумовлений каталітичною активністю ферментів. Визначення ферментативної активності все ширше застосовується у діагностиці захворювань внутрішніх органів. Наприклад, визначення активності фермента аспартат-амінотрансферази (АсАТ) у сироватці крові дозволяє з точністю до 96% діагнозувати інфаркт міокарда. Ферменти, їх активатори та інгібітори застосовують з лікувальною метою (ферментотерапія) та для вивчення патогенезу ряду захворювань.

Отже, уявлення про каталізатори і особливо ферменти, їх значення для живого організму необхідні студенту-медику для засвоєння біохімії, фармакології, нормальної та патологічної фізіології, спеціальних дисциплін.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про механізм дії каталізаторів і ферментів, про особливості ферментативного каталізу та його роль у біохімічних процесах.

Студент повинен знати:

визначення понять "каталіз" і "каталізатор";

суть каталітичної дії;

механізм гомогенного каталізу;

особливості гетерогенного каталізу;

особливості будови і механізму дії ферментів;