МЕТОДИЧЕСКИЕ МАТЕРИАЛЫ К ПРОГРАММЕ
Дисциплины ХИМИЯ
____________________________________________________________________
Для студентов специальностей 022300 «Физическая культура и спорт» и 022500 «Физическая культура для лиц с отклонениями в состоянии здоровья (Адаптивная физическая культура)»
1.
Цель и задачи дисциплины
Основной целью курса является формирование теоретической базы для освоения биохимии, нормальной физиологии, а также формирование общекультурной компоненты в области естественных наук.
Задачи дисциплины: формирование у студентов современных представлений о строении и свойствах химических веществ, закономерностях протекания химических процессов, освоение на этой основе определенных биохимических знаний, развитие химического и биохимического мышления.
2.
Место дисциплины в учебном процессе и требования
к знаниям и умениям специалиста. После изучения курса химии студенты должны иметь представление о возможности применения фундаментальных законов химии для объяснения свойств и поведения сложных многоатомных систем, включая биологические объекты; свойствах атомов, ядер атомов и элементарных частиц; химических методах исследования; современных достижениях в области естественных наук; знать и уметь использовать полученные знания о химических системах: дисперсных, растворах, электрохимических, каталитических; реакционной способности веществ; методах химической идентификации веществ; энергетике и кинетике химических процессов; основах органической химии, свойствах полимеров и биополимеров.
3.
Содержание дисциплины
Введение.
Цели и задачи химии, важность химических знаний в освоении профессии и общекультурного уровня специалиста.
Классификация
химических
соединений
. Органические, неорганические, координационные соединения. Правила химической номенклатуры.
Теория строения атомов и молекул. Реакционная способность веществ
. Периодический закон и периодическая система элементов. Взаимосвязь структуры и реакционной способности молекул. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства веществ. Химическая связь. Комплементарность. Важнейшие реакции и их механизмы, реакции качественного анализа, химический, физико-химический и физический анализ, важнейшие кинетические закономерности.
Химические системы.
Характеристика систем. Понятие дисперсности, фазы, фазового равновесия и фазового перехода. Дисперсные системы. Теория растворов. Основы теории электролитической диссоциации и протолитической теории. Кислотно-основное титрование, рН растворов, буферные растворы, основы количественного анализа. Электрохимические системы. Катализаторы и каталитические системы. Полимеры и олигомеры.
Химическая термодинамика и кинетика.
Энергетика химических процессов, законы термодинамики, термохимии, аналитические зависимости между термодинамическими потенциалами, химическое и фазовое равновесие, скорость реакции и методы ее регулирования, колебательные реакции.
Химия биологически активных молекул
. Аминокислоты. Пептиды. Белки. Моно-, ди- и полисахариды, липиды и нуклеиновые кислоты. Номенклатура. Биологическая роль и основные химические свойства.
4.
Рекомендуемая литература
а) основная литература
1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. / Под ред. Ершова Ю.А. - М.:Высшая школа,1993, - 560с.
2. Слесарев В.И. Химия: Основы химии живого. - СПб.: Химиздат, 2000, - 768 с.
б) дополнительная литература
1. Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И. Биоорганическая химия: учебник для студ. мед. ин-тов. - М.: Медицина, 1985, - 480с.
2. Ушкалова В.Н., Кадочникова Г.Д., Петрова Ю.Ю., Маркова С.В.. Химия. Практикум. Учебное пособие. - Сургут. Издательство Сургутского университета, 2000, - 250 с.
3. Ушкалова В.Н. Химия. Часть 1. Общие вопросы неорганической, органической и физической химии. Учебное пособие. - Тюмень, 1995, - 477 с.
4. Ушкалова В.Н. Часть 2. Химия компонентов клетки. Учебное пособие. -Тюмень, 1996, - 220с.
5. Вопросы к зачету
1. Классификация и номенклатура неорганических соединений: бинарные соединения, кислоты, основания и соли.
2. Классификация и номенклатура органических соединений: Гомологический ряд предельных углеводородов. Правила выбора и нумерации атомов родоначальной структуры. Старшинство характеристических групп. Основные правила номенклатуры органических соединений.
3. Строение атома. Понятия массовое число, атомный номер, изотопы и изотопное содержание элементов. Относительная атомная масса. Электронное строение атома. Принцип неопределенности Гейзенберга. Понятие электронных орбиталей. Характеристики электрона (квантовые числа). Электронная конфигурация элемента и правила ее определения. Электронные и электронно-графические формулы. Понятие о валентных электронах.
4. Периодическая система элементов. Характеристики периодов и групп периодической таблицы. Понятие о валентных электронах, s-, p- и d-элементах. Периодические свойства элементов. Изменение эффективных радиусов атомов, энергии ионизации, металлических свойств и электроотрицательности в периодах и группах элементов с увеличением атомного номера.
5. Химическая связь. Природа химической связи. Электронная теория валентности. Ионная и ковалентная связи. Понятие о водородных связях. Понятие о молекулярных орбиталях, σ- и π-связях. Гибридные атомные орбитали. Образование и симметрия (пространственное строение) sp-, sp2
- и sp3
- гибридных орбиталей.
6. Электронное и пространственное строение органических соединений углерода: этана, этена, этина и бензола. Понятие о делокализованных орбиталях. Электронное и пространственное строение молекул аммиака и хлорида алюминия. Понятие координационных связей, доноров и акцепторов электронной пары. Электронное строение соединения NH3
AℓCℓ3
.
7. Изомерия органических соединений. Типы изомеров. Примеры структурных и пространственных изомеров органических молекул.
8. Окислительно-восстановительные реакции, их основные типы. Окислители и восстановители. Правила подбора стехиометрических коэффициентов методом электронного баланса.
9. Понятие раствора, фазы, растворителя и растворенного вещества. Способы выражения концентрации растворов. Коллигативные свойства растворов. Понижение давления пара над раствором: физический смысл и количественный расчет. Закон Рауля. Изменение температуры кипения и замерзания растворов. Использование криоскопии и эбулиоскопии для определения молекулярной массы растворенного вещества. Осмотическое давление: физический смысл и количественный расчет. Уравнение Вант-Гоффа.
10. Растворы электролитов. Понятия о сильных и слабых электролитах. Закон разбавления Оствальда. Понятие кислот и оснований. Их свойства и характерные реакции. Степень диссоциации и константа диссоциации кислот. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН. Шкала рН. Понятие о буферных растворах.
11. Аминокислоты белков. Понятие о незаменимых и заменимых аминокислотах. Оптическая изомерия аминокислот. Кислотно-основные свойства α-аминокислот: взаимодействие с сильными кислотами и основаниями, образование цвиттер-иона (внутренней соли). Понятие об амфотерности. Принципиальная схема образования ди- и полипептидов. Пептидная связь. Номенклатура пептидов. Белки. Уровни организации белковых молекул. Денатурация и ренатурация белков.
12. Моносахариды (монозы). Нахождение в природе. Биологическая роль. Основные представители. Изомерия моноз. Внутримолекулярная циклизация глюкозы. Образование фуранозных и пиранозных структур. Наиболее устойчивая форма глюкозы. Мутаротация. Дисахариды (биозы). Химизм образования. Важнейшие представители. Биологическая роль. Полисахариды (полиозы
13. Образование нуклеозидов и нуклеотидов. Структура АТФ и ее биологическая роль. Структура и биологическая роль ДНК и РНК.
14. Липиды. Классификация и номенклатура. Схема образования и гидролиза триацилглицеринов. Поверхностная активность и биологическая роль омыляемых липидов.
6. Типовые задачи для подготовки к зачету
1. Задачи на перерасчет концентрации растворов
Необходимые формулы:
Массовая доля: (1)
Ппроцентная концентрация: (2)
Молярная концентрация:, моль/л, (3)
(4)
Нормальность: , моль/л (5)
(6)
Моляльность: , моль/кг (7)
(8)
Титр раствора:, г/мл (9)
Пример задачи:
Рассчитайте молярную, нормальную и моляльную концентрации 12% раствора серной кислоты плотностью r
= 1.08 г/мл.
Решение:
Решение:
В задачах этого типа всегда принимают: Vр-ра
= 1 л
= 1000 мл
.
Масса этого раствора mр-ра
= r
р-ра
.
Vр-ра
= 1.08 .
1000 = 1080 ,
Массу растворенного вещества найдем из формулы (2):
mр.в.
= ,
Масса 1 моля серной кислоты равна: Мр.в.
=2 .
1 + 32 + 4 .
16 = 98 г/моль
.
Поскольку молекула серной кислоты диссоциирует с выделением двух ионов водорода, то f
экв.
= ½, значит СН
=СМ
/ f
экв.
=
2.64 моль/л.
,
Ответ:
1.32 моль/л
, 2.64 моль/л
, 1.39 моль/кг.
Задачи для самостоятельного решения:
1. Рассчитайте массовую долю и молярную концентрацию 2.64 н. раствора серной кислоты с плотностью 1,08 г/мл.
2. Рассчитайте молярную концентрацию и молярную долю раствора, содержащего 240 г гидроксида натрия в 1 кг воды (rр-ра
= 1,2 г/мл).
Задачи на разбавление растворов
В задачах этого типа предлагается изменить концентрацию раствора посредством добавления либо упаривания растворителя, либо добавления растворенного вещества. При этом образуется новый раствор в другом количестве и другой концентрации, но с тем же количеством растворенного вещества, либо растворителя. Для решения применяют формулы (1 – 9), применяя их последовательно к исходному и конечному раствору.
Пример задачи:
Сколько воды необходимо прибавить к 100 мл 20%-го раствора хлорида натрия (ρр-ра
= 1.152 г/мл), чтобы получить 15% - й раствор?
Решение:
Решение:
Из условия задачи очевидно, что масса растворенного вещества в исходном и конечном растворах одинакова.
m1р-ра
= r
1р-ра
.
V1р-ра
= 1.152 .
100 = 115.2 ,
mр.в.
= ,
m2р-ра
= ,
m2р-ра
– m1р-ра
= 153,6 – 115.2 = 38.4 г
= mводы
, поскольку плотность воды равна 1 г/мл,
то Vводы
= 38.4 мл
Ответ:
38.4 мл
Задачи для самостоятельного решения:
1. Сколько граммов бромида натрия следует прибавить к 100 г 3%-го раствора той же соли для получения 10% - го раствора?
2. 10 мл 0,5М водного раствора нитрата натрия разбавили водой до 100 мл. Определите молярную концентрацию полученного раствора.
3. Определение рН раствора
РН растворов определяется по формуле:
рН= -
lg
(СН
+
)
рН растворов сильных кислот (азотной, соляной, серной) с нормальной концентрацией СН
определяют по формуле:
рН = –
lg
(СН
)
рН растворов гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов с нормальной концентрацией СН
определяют по формуле:
рН = 14 +
lg
(СН
)
рН растворов слабых кислот с концентрацией СМ
определяют исходя из значения их константы кислотности и степени диссоциации:
Пример задачи:
Рассчитайте значение рН 0.01 М раствора цианистоводородной кислоты. Константа диссоциации КНС
N
= 4 .
10-10
.
Решение:
Решение:
Рассчитаем степень диссоциации кислоты заданной концентрации: , теперь найдем концентрацию ионов водорода и рН, учитывая, что для этой кислоты СМ
= СН
:
СН
+
= СН
.
α = 0.000002 моль/л,
рН= - lg(СН
+
) = - lg(0.000002) = 5.7.
Ответ:
5.7
Задачи для самостоятельного решения:
Концентрация ионов водорода в растворе муравьиной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л равна 4.2 .
10-3
моль/л. Рассчитайте константу диссоциации этой кислоты.
Задачи по осмотическому давлению растворов
Осмотическое давление раствора равно:
P
осм.
= 1000 .
СМ
.
R
.
T
, Па
Пример задачи:
Рассчитайте, при какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего в 100 мл раствора 7 г глицерина (С3
Н8
О3
), составит 1750 кПа.
Решение:
Решение:
Рассчитаем молярную массу глицерина и молярную концентрацию раствора:
Мр.в.
= 3 .
12 + 8 .
1 + 3 .
16 = 92 г/моль
,
Ответ:
Задача для самостоятельного решения:
Осмотическое давление раствора, в 0.1 л которого содержится 7 г глицерина, равно 1750 кПа при 4 0
С. Вычислите молекулярную массу глицерина.
Задачи на расчет давления пара растворов
р = ро
– Δр
Пример задачи:
Рассчитайте давление насыщенного пара над раствором, содержащим 3 г глюкозы в 50 г воды при 70 0
С, если давление насыщенного пара воды в этих условиях 31.2 кПа.
Решение:
Решение:
Рассчитаем молярную массу растворителя и растворенного вещества:
Мр.в.
= 1 .
39 + 1 .
16 + 1 .
1 = 180 г/моль
,
Мр-ля
= 2 .
1 + 1 .
16 = 18 г/моль
,
р = ро
– Δр = 31200 – 187.2 = 31013 Па =
31кПа
Ответ:
31 кПа
Задача для самостоятельного решения:
Давление водяного пара при 70 0
С равно 31.2 кПа. Давление пара раствора, содержащего в 100 г воды 3 г неэлектролита при той же температуре, равно 31013 Па. Вычислите молекулярную массу растворенного вещества.
Задачи по изменению температуры кипения и замерзания растворов
Пример задачи:
Раствор, содержащий 10 г неэлектролита в 300 г воды, замерзает при –0.6740
С. Вычислите молекулярную массу неэлектролита, криоскопическая постоянная воды К=1.86 0
С.
кг/моль.
Решение:
Решение:
Поскольку вода замерзает при 00
С, 0.6740
С
Ответ:
92 г/моль
Задачи для самостоятельного решения:
1. Раствор, содержащий 10 г глицерина С3
Н8
О3
в 300 г воды, замерзает при –0.6740
С. Вычислите криоскопическую константу воды, зная, что чистая вода замерзает при 00
С.
2. Сколько граммов глицерина (молярная масса 92 г/моль) следует растворить в 300 г воды, чтобы температура кипения раствора повысилась на 10
С, эбулиоскопическая постоянная воды Е=0,52 0
С.
кг/моль?