Реферат: Методические материалы к программе дисциплины химия

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). Особенности строения и биологическое значение крахмала, гликогена, целлюлозы.

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: V_р-ра = 1 л = 1000 мл .

Масса этого раствора m_р-ра = r _р-ра ^. V_р-ра = 1.08 ^. 1000 = 1080 ,

Массу растворенного вещества найдем из формулы (2):

m_р.в. = ,

Масса 1 моля серной кислоты равна: М_р.в. =2 ^. 1 + 32 + 4 ^. 16 = 98 г/моль .

Поскольку молекула серной кислоты диссоциирует с выделением двух ионов водорода, то f _экв. = ½, значит С_Н =С_М / 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 (r_р-ра = 1,2 г/мл).

1. 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 (ρ_р-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.

m_1р-ра = r _1р-ра ^. V_1р-ра = 1.152 ^. 100 = 115.2 ,

m_р.в. = ,

m_2р-ра = ,

m_2р-ра – m_1р-ра = 153,6 – 115.2 = 38.4 г = m_воды , поскольку плотность воды равна 1 г/мл, то V_воды = 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 (С_Н ⁺ )

рН растворов сильных кислот (азотной, соляной, серной) с нормальной концентрацией С_Н определяют по формуле:

рН = – lg (С_Н )

рН растворов гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов с нормальной концентрацией С_Н определяют по формуле:

рН = 14 + lg (С_Н )

рН растворов слабых кислот с концентрацией С_М определяют исходя из значения их константы кислотности и степени диссоциации:

Пример задачи: Рассчитайте значение рН 0.01 М раствора цианистоводородной кислоты. Константа диссоциации К_{НС N} = 4 ^. 10^-10 .

Решение:

Решение:

Рассчитаем степень диссоциации кислоты заданной концентрации: , теперь найдем концентрацию ионов водорода и рН, учитывая, что для этой кислоты С_М = С_Н :

С_Н ⁺ = С_Н ^. α = 0.000002 моль/л, рН= - lg(С_Н ⁺ ) = - 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.

1. Задачи по осмотическому давлению растворов

Осмотическое давление раствора равно:

P _осм. = 1000 ^. С_М ^. 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:

М_р.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.

1. Задачи на расчет давления пара растворов

р = р_о – 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:

М_р.в. = 1 ^. 39 + 1 ^. 16 + 1 ^. 1 = 180 г/моль ,

М_р-ля = 2 ^. 1 + 1 ^. 16 = 18 г/моль ,

р = р_о – 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.

1. 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?