Metod_Medical_chem_1_Med_M-1

5.Для яких речовин значення молярної і нормальної (молярної концентрайції еквівалента) концентрацій співпадають? Навести приклади.

б) Задачі для самоконтролю.

1. Алгоритми розв’язування типових задач

Задача 1. Знайти молярну та нормальну концентрації 49 % розчину орто-

фосфатної кислоти (r = 1,88 г/см3).

Алгоритм розв’язання

Записати коротко умову задачі.

Дано:

Для розв’язання задач такого типу можна використати

w(H3PO4)= 49%

формули:

r = 1,88 г/см3

CM

=

10 ×w ×r

CN =

10 ×w×r

СМ – ?

;

M

E

СN – ?

Підставивши числові дані з умови задачі, отримаємо:

CM

=

10 × 49 ×1,88

= 9,4 М; CN =

10 × 49 ×1,88

= 19,95 н.

98

32,7

Відповідь: молярна концентрація 49 %-ного

розчину

Н3РО4 становить

9,4 моль/дм3, а його нормальність – 19,95 моль-екв/дм3.

Задача 2. Скільки грамів 36 %

і 20 % розчинів соляної кислоти потрібно

взяти, щоби приготувати 100 г 26 % розчину HCl?

Алгоритм розв’язання

Коротко записати умову задачі:

Дано:

Для розв’язку такого типу задач можна

w1 = 36 % р-н HCl

скористатися формулою правила змішування:

w2 = 20 % р-н HCl

w1

w3

w3 – w2

36

26 – 20 = 6

w3 = 26 % р-н HCl

w2

w1 – w3

26

m(26% р-ну HCl) = 100 г

20

36 – 26 = 10

m(36 % розч.). – ?

Після скорочення дістанемо: 6:10 = 3:5.

m(20 % розч.) – ?

Отже, масові співвідношення вихідних розчинів

становитимуть: 3 частини (36 % -ного розчину) і 5

частин (20 % -ного розчину).

Знаходимо масу кожного із розчинів: 100×3:8 = 37,5 г; 100×5:8 = 62,5 г Відповідь: потрібно змішати 37,5 г 36 %-ного і 62,5 г 20 %-ного розчинів HCl.

Задача 3. Скільки грамів кристалісної соди Na2CO3×10H2O потрібно взяти для приготування 250 см3 0,1 н. розчину натрій карбонату?

Алгоритм розв’язання.

Записати коротко умову задачі:

Дано:			Задачу можна розв’язати, використовуючи
V= 250 см3 = 0,25 дм3			формулу:
CN	= 0,1 моль-екв/	дм3	m = CN×E×V; E = M/2;
m – ?			M (Na2CO3×10H2O) = 106 + 180 = 286 г/моль
			11

Е = 286/2 =143 г/моль

m = 0,1× 143 × 0,25 = 3,575 г

Відповідь: потрібно взяти 3,575 г кристалічної соди і розчинити у мірній колбі на 250 см3.

б) Задачі для самостійного розв’язання

1.Скільки см3 38 % розчину HCl (r = 1,19 г/см3) потрібно взяти для приготування 400 см3 штучного шлункового соку, який являє собою 0,125 М розчин HCl з пепсином?

Відповідь: 4 см3.

2.Скільки грамів 30 % і 5 % розчинів глюкози потрібно взяти для приготування 50 см3 10 % розчину із густиною 1,1 г/см3. Яка молярна та мілімолярна концентрація одержаного розчину?

Відповідь: 11 г 30 % розчину, 44 г 5 % розчину, СМ = 0,61 моль/дм3 або 611 ммоль/дм3.

3.Яку масу гіркої солі MgSO4×7H2O, яка використовується як послаблюючий засіб, потрібно розчинити у 150 см3 води, щоб одержати 10 % розчин сульфату магнію?

Відповідь: 38,7 г.

4.Скільки грамів бури Na2B4O7×10H2O потрібно взяти для приготування 250 см3 0,1 н. розчину? Визначити титр цього розчину.

Відповідь: 4,775 г, титр – 0,0191 г/см3.

5.Скільки ммоль натрій хлориду міститься в 100 см3 фізіологічного 0,90 % розчину (r = 1 г/см3)?

Відповідь: 15,4 ммоль

6.Вміст соляної кислоти в шлунковому соку становить 0,4–0,5 %. Вирахувати мілімолярну концентрацію кислоти, прийнявши густину соку рівною 1 г/см3.

Відповідь: 109,6 – 137 ммоль/дм3.

4. Матеріал для аудиторної роботи

Зміст і методика проведення заняття

4.1. Перелік практичних завдань, які необхідно виконати на практичному

занятті:

– приготувати титрований розчин хлоридної кислоти;

– приготувати 0,1 н. розчин натрій карбонату з твердої речовини

Na2CO3·10H2O;

– приготувати ізотонічний розчин натрій хлориду.

4.2. Інструкції по виконанню практичних завдань

4.2.1. Приготування титрованого розчину хлоридної кислоти. 12

Визначити ареометром густину вихідного розчину. З таблиці знайти масову частку речовини у вихідному розчині і розрахувати, який об’єм цього розчину необхідно взяти, щоб приготувати V см3 розчину заданої концентрації. У мірну колбу на V см3 влити трохи дистильованої води, додати до неї відмірений піпеткою або мірним циліндром розрахований об’єм вихідного розчину і перемішати. Потім довести рівень рідини до мітки, щільно закрити колбу корком і декілька разів перемішати, перевертаючи колбу догори дном.

4.2.2.Приготування 0,1 н. розчину натрій карбонату з твердої речовини

Na2CO3·10H2O.

Розрахувати масу твердої речовини, необхідної для приготування V см3 розчину заданої концентрації. Зважити необхідну кількість речовини на аналітичних терезах. У мірну колбу місткістю V см3 вставити лійку і перенести в неї наважку речовини. Поступово додаючи воду, домогтися повного розчинення речовини. Потім довести рівень розчину до мітки водою. Останні порції води слід додавати краплями з піпетки. Рівень рідини визначається за нижнім рівнем меніску. Щільно закрити колбу і перемішати розчин. Розрахувати титр одержаного розчину.

4.2.3. Приготування ізотонічного розчину натрій хлориду.

Ізотонічний розчин NaCl – це 0,9 % розчин натрій хлориду. Для виготовлення 500 см3 такого розчину потрібно відважити 0,9×5 = 4,5 г NaCl, перенести в мірну колбу на 500 см3 і долити дистильованою водою до мітки. Це є ваго-об’ємний метод, за допомогою якого в аптеках готуються всі рідкі лікарські форми з масовою часткою розчиненої речовини менше 5 %.

5. Підведення підсумків та зарахування роботи

Заняття № 2

Тема: Колігативні властивості розчинів. Визначення осмотичної концентрації та ізотонічності розчинів методом кріометрії

1. Актуальність теми

Знання колігативних властивостей розбавлених розчинів дає можливість аналізувати такі явища як дифузія, осмос, тургор, перехід речовини через біологічні мембрани, йонообмін в організмі, гемоліз, мембранна рівновага.

2. Навчальні цілі:

–знати колігативні властивості розчинів;

13

–вміти розв’язувати ситуаційні задачі;

–вміти готувати гіпо-, гіперта ізотонічні розчини та знати їх застосування в медицині;

–вміти визначати деякі параметри речовин методом кріометрії;

–вміти пояснити такі явища як плазмоліз, гемоліз, тургор.

3. Матеріали доаудиторної самостійної роботи

3.1. Засвоїти матеріал навчальної програми

Колігативні властивості розведених розчинів неелектролітів. Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином. Закон Рауля. Ідеальні розчини. Зниження температури замерзання та підвищення температури кипіння розчинів у порівнянні з розчинниками. Осмос та осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа. Колігативні властивості розведених розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Гіпо-, гіперта ізотонічні розчини.

Кріометрія, ебуліометрія, осмометрія, їх застосування в медикобіологічних дослідженнях. Роль осмосу в біологічних системах. Осмотичний тиск плазми крові. Рівняння Галлера. Онкотичний тиск. Плазмоліз та гемоліз.

3.2.Блок інформації

Колігативні властивості розчинів – це властивості, які залежать лише від їх концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини.

Дифузія – самочинний процес вирівнювання концентрації розчиненої речовини. Швидкість дифузії DDmt через клітинні мембрани можна обчислити

за рівнянням
	Dm	= – PS (С	1	–	С )
	Dt				2
де P – коефіцієнт проникливості мембрани,					S – площа, через яку проходить
дифузія.

Осмос – самочинний процес односторонньої дифузії молекул розчинника через напівпроникну перетинку (мембрану). Тиск, що спричинює осмос, називається осмотичним тиском, він пропорційний молярній концентрації і

абсолютній температурі розчину (закон Вант-Гоффа):
р = СRT	(1)

Відносне пониження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини ( І закон Рауля):

p0	- p
		= N	(2)
p0

Підвищення температури кипіння (пониження температури замерзання)

розчинів пропорційне моляльній концентрації (ІІ закон Рауля):
DТкип = Е × Сm	(3)
DТзам = К × Сm,	(4)
14

де Е – ебуліоскопічна, а К– кріоскопічні сталі розчинника.

За рахунок електролітичної дисоціації загальне число частинок у розчині електроліту зростає у і раз. Тому, для електролітів у правій частині формул 1, 2, 3 та 4 вводиться ізотонічний коефіцієнт і.

3.3. Література

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія.– Вінниця: НОВА КНИГА, 2006.– С.111–126.

2.А.С.Мороз, А.Г.Ковальова Фізична та колоїдна хімія. – Львів:Світ, 1994. –

С. 35–48.

3.Глінка Н.Л. Загальна хімія. – Л.:Хімія, 1985. – С.215–222.

4.Глинка Р.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.:Химия, 1984. –

С.114–120.

3.4. Матеріали для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання.

1.В чому полягає різниця між дифузією і осмосом? Які фактори впливають на величину осмотичного тиску?

2.Які розчини називаються ізо-, гіпер- і гіпотонічними? Чи буде відрізнятися при одній і тій же температурі осмотичні тиски 0,1 % розчину глюкози, 0,1 % розчину білка і 0,1 % розчину NaCl?

3.Поясніть, чому тиск пари над розчином менший ніж над чистим розчинником? Над яким водним розчином неелектроліту одночи двомолярним – тиск пари більший і у скільки разів?

4.Покажіть графічно, що розчин повинен закипати при більш високій і замерзати при більш низькій температурі, ніж розчинник. Сформулюйте закони Рауля і запишіть їх математичний вираз.

5.Як можна обчислити осмотичний тиск розчину, якщо відоме пониження температури замерзання?

6.Який зв’язок між ізотонічним коефіцієнтом і ступенем електролітичної дисоціації?

б) Задачі для самоконтролю.

1. Алгоритми розв’язування типових задач

Задача 1. Визначити молярну масу органічної речовини, якщо розчин, який

містить		0,83 г цієї речовини у 20	см3 води, замерзає при
t = –0,7		0C.
Алгоритм розв’язання
Записати коротко умову задачі:
Дано:		Знайти величину пониження температури замерзання:
m = 0,83 г		Т = 00 – (–0,7	0) = 0,7 0C
L = 20 см3		Виходячи із рівняння ІІ закону Рауля, виводимо
t0= –0,7 0С		формулу для обчислення М:
		15

KН2О= 1,86 0С	M =	K × m ×1000
M – ?			.
		L × DT

У формулу підставляємо відповідні числові значення і розраховуємо М:

M = 1,86 ×0,83×1000 = 110,27 (г/моль). 20 ×0,7

Відповідь: молярна маса речовини складає 110,27 г/моль.

Задача 2. Розрахувати ізотонічний коефіцієнт і та ступінь електролітичної дисоціації a для фізіологічного розчину (0,9 % NaCl), якщо він

замерзає за t = –0,55				0C.
Алгоритм розв’язання
Коротко записати умову задачі.
Дано:		Обчислити		визначену			експериментально депресію
w = 0,9 %		температури замерзання DТексп:
t = –0,55 0С		DТексп= 0 – (–0,55) = 0,55					0С
і – ?		За формулою ІІ закону Рауля знаходимо теоретичну
a – ?		депресію:
	DТтеор = К×С =		K ×m ×1000		=	1,86 ×0,9 ×1000		= 0,285 0С
				M ×L
					58,5×(100 - 0,9)

Знаходимо за формулою і:

і = DТексп/ DТтеор = 0,55 : 0,285 = 1,93.

Ступінь дисоціації солі a можна розрахувати за формулою:

a = i - 1 = 1,93 - 1 = 0,93 або 93 %. n - 1 2 - 1

Відповідь: ізотонічний коефіцієнт і для фізіологічного розчину дорівнює 1,93, а ступінь дисоціації a(NaCl)= 0,93 або 93 %.

б) Задачі для самостійного розв’ язання

1.Визначити молярну масу неелектроліту, якщо розчин, що містить 45 г цієї речовини у 500 см3 води, замерзає при –0,93 0С.

Відповідь: 180 г/моль.

2.Осмотичний тиск плазми крові людини при 37 0С дорівнює 780 кПа. Яку кількість сахарози необхідно взяти для виготовлення 0,25 дм3 розчину, ізотонічного до сироватки крові.

Відповідь: 25,65 г.

3.Осмотичний тиск рідини в деяких протопластах дорівнює 5 атм. Яка

молярна концентрація водного розчину сахарози, якщо він ізотонічний по відношенню до рідини в цих клітинах при 30 оС.

Відповідь: 0,2 моль/дм3

16

4.Проба крові замерзає при –0,558 оС. Чому дорівнює ефективна молярна

концентрація розчиненої речовини в сироватці? Вирахувати осмотичний тиск в сироватці крові за температури тіла (37 оС) і масову частку глюкози у розчині, ізотонічного крові.

Відповідь: 0,3 моль/дм3; 773 кПа; 5 %.

5.Чи будуть ізотонічними 3,6 % розчин глюкози і 0,585 % розчин натрій хлориду, повністю йонізований?

Відповідь: так.

6.При якій температурі почне кипіти 3,6 % розчин саліцилової кислоти

(С7Н6О3) у спирті, якщо чистий спирт закипає при 78,5 0С, а

Е(С2Н5ОН) = 1,22 0С/моль? Відповідь: 78,83 0С.

7.Знайти «уявний ступінь» дисоціації калій нітрату в 1 М розчині, який замерзає при –3,01 оС.

Відповідь: 62 %.

4. Матеріал для аудиторної роботи

Зміст і методика проведення заняття

4.1. Перелік практичних завдань, які необхідно виконати на практичному занятті:

–визначити молекулярну масу лікарської речовини (неелектроліту) кріометричним методом;

–визначити ізотонічний коефіцієнт і ступінь йонізації гіпертонічного

розчину NaCl;

–визначити ізотонічний коефіцієнт, ступінь йонізації та осмотичний тиск розчину електроліту;

4.2. Інструкції по виконанню практичних завдань

4.2.1. Визначення молярної маси лікарської речовини (неелектроліту) кріометричним методом.

Скласти кріоскоп. У посудину з термометром і мішалкою помістити 15–20 см3 чистого розчинника і визначити його температуру замерзання. Потім вилити розчинник із посудини і туди влити розчин, виготовлений з наважки m (у г) лікарської речовини і L (у г) розчинника. Визначити температуру замерзання розчину Т0. Температуру відмітити у момент початку кристалізації. Вирахувати пониження температури замерзання розчину DТ = Т0 – Т. Обчислити молярну масу речовини за формулою:

M

= K × m ×1000

L × DT

Дізнатися у викладача дійсну молярну масу речовини і визначити відносну похибку досліду.

17

4.2.2. Визначення ізотонічного коефіцієнту і ступеня дисоціації гіпертонічного розчину NaCl.

Дослід проводиться аналогічно до описаного в завданні 1, тільки для дослідження спочатку взяти дистильовану воду, а потім гіпертонічний розчин NaCl. Вирахувати:

DТексп = Т0 – Т

D K ×m ×1000

Ттеор = × .

L M

Знаючи, що a = i -1 , де n – число частинок, на які розпадається електро- n -1

літ, вирахувати і = DТексп/DТтеор та підставити у формулу для обчислення a.

Значення a можна також вирахувати за формулою: a= ∆Tексп - ∆Tтеор .

∆Tтеор (n -1)

4.2.3. Визначити ізотонічний коефіцієнт, ступінь йонізації та осмотичний тиск розчину електроліту.

Одержати у викладача конкретне завдання (готовий розчин з відомою концентрацією електроліту, або вказівку, як його виготовити). Підготувати кріоскоп, виміряти температури замерзання розчинника (Т0) та досліджуваного розчину (Т) аналогічно до завдання 1.

Обчислити експериментальну депресію температури замерзання:

DТексп = Т0 – Т

Вирахувати теоретичне значення депресії температури замерзання цього розчину, користуючись формулою закону Рауля:

D × m ×1000 tтеор = КСm = К × .

M L

Знайти ізотонічний коефіцієнт і для цього розчину:

і= DTексп .

DTтеор

Обчислити ступінь йонізації (“ уявний” для сильного електроліту) a:

a = i -1 , де n -1

n – сумарне число йонів, яке дає кожна молекула при йонізації.

Розрахувати осмотичну концентрацію досліджуваного розчину (Сосм), виходячи з формули:

Cосм = DТексп/ К , де

К – кріоскопічна константа розчинника (1,86 К×кг/моль для води). Знайти осмотичний тиск Р цього розчину (аналогічно до завдання 2):

Р = іСМRT = СосмRT.

18

5. Підведення підсумків та зарахування роботи

Заняття № 3

Тема: Рівновага і процеси за участі комплексних сполук. Одержання та характеристика комплексних і внутрішньокомплексних сполук. Комплексонометрія

1. Актуальність теми

Комплексні сполуки мають велике значення в хімії і біології, тому що більшість металів, що входять до складу тканин живого організму, знаходяться у вигляді хелатних сполук.

Внутрішньокомплексні сполуки використовуються для виведення з організму солей важких металів і радіоактивних нуклідів. У медичній практиці використовують лікарські препарати, що мають хелатну структуру – тетацин, унітіол, феррацен.

2. Навчальні цілі:

– вивчити будову молекул і хімічні властивості КС:

– вміти складати формули КС, приводити їх назви;

– вміти складати рівняння реакцій комплексоутворення та характеризувати ї стійкість КС;

– освоїти методики кількісного аналізу з участю хелатних КС.

3. Матеріали доаудиторної самостійної роботи

3.1. Засвоїти матеріал навчальної програми

Реакції комплексоутворення. Координаційна теорія А. Вернера та сучасні уявлення про будову комплексних сполук. Поняття про комплексоутворювач (центральний іон). Природа, координаційне число, гібридизація орбіталей комплексоутворювача. Поняття про ліганди. Координаційна ємність (дентатність) лігандів. Внутрішня та зовнішня сфери комплексів. Геометрія комплексного іону. Природа хімічного зв'язку в комплексних сполуках. Класифікація комплексних сполук за зарядом внутрішньої сфери та за природою лігандів. Внутрішньокомплексні сполуки. Поліядерні комплекси.

Залізо-, кобальто-, мідєта цинковмісні біокомплексні сполуки. Поняття про металолігандний гомеостаз. Порушення гомеостазу. Комплексони та їх застосування в медицині як антидотів при отруєнні важкими металами (хелатотерапія) та як антиоксидантів при зберіганні лікарських препаратів.

3.2.Блок інформації

Комплексні сполуки – це молекулярні сполуки, які при дисоціації утво-

рюють складні йони – [Cu(NH 3)4]SO4 SO42– + . [Cu(NH3)4]2+

Складові частини КС за координаційною теорією будови КС А.Вернера на

19

прикладі КС:

K3[Fe(CN)6]

Fe+3 – комплексоутворювач або центральний атом; CN– – ліганда;

6 – координаційне число;

[Fe(CN)6]3– – комплексний йон, або внутрішня координаційна сфера; K+ – зовнішня координаційна сфера.

Реакції, які проходять з утворенням КС називаються реакціями комплексоутворення

HgI2 + 2KI = К2[HgI4]

–стійкість комплексних сполук визначається їх константами нестійкості, які

є константою дисоціації комплексного йона; чим більша величина Кнест, тим менш стійкий комплексний йон. Наприклад, якщо порівняти стійкість

амоніакатного і ціанідного комплексних йонів Аргентуму: [Ag(NН3)2]+ i [Ag(CN2]– , то враховуючи вираз і значення Кнест йонів:

			+			[Ag+ ]×[NH3 ]2			= 6×10		–8
	Кнест([Ag(NН3)2]			)=
						[Ag(NH3 )2	+ ]
		–			[Ag+ ]×[CN −		]2		= 1×10	–21
	Кнест([Ag(CN)2]		) =
						[Ag(CN)2 − ]
	Висновок: [Ag(NH ) ]+ менш стійкий, а значить краще дисоціює.
	3	2
3.3. Література
1.	Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія.– Вінниця: НОВА
	КНИГА, 2006.– С.46–86.
2.	Глинка Н.Л. Общая химия. –		Л.: Химия, 1985. –						С. 564–584.
3.	Григор’єва В.В. і співавт. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1991. – С. 154–
	158.
3.4. Матеріали для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання.

1.Основні положення координаційної теорії будови комплексних сполук А.Вернера. Назвати складові частини комплексних сполук: Na3[Ag(S2O3)2], [Ag(NH3)2]Cl.

2.Наведіть приклади катіонних і аніонних комплексних сполук хрому з лігандами: NH3, H2O, CN– і дайте їм назви.

3.Обчислити заряди таких комплексних йонів, утворених атомами Паладію(ІІ), Платини(ІІ), Феруму(ІІ), Ніколю(ІІ): [PdCl3(NH3)],

[PdCl(NH3)2H2O], [PtNO2(NH3)3], [Fe(CN)5NH3], [Ni(CN)4], [Fe(CNS)6].

Дописати зовнішню координаційну сферу і назвати одержані комплексні сполуки.

4.Написати формули таких комплексних сполук: а) калій диціано(І)аргентат ; б) гексаміннікол(ІІ) хлорид; в) тетраміндикарбонатхром(ІІІ) сульфат; магній трифторогідрокси(ІІ)берілат.

20