Задачи и упражнения по теме ВМС 3 страница

5.3. Н₂РО₄^-; 5.4. Н₃РО₄.

6. Укажите сопряженное основание для протолитической кислоты HSO₃^-:

6.1. SO₃^2-; 6.2. H₂O;

6.3. H₂SO₃; 6.4. OH^-.

7. Какое уравнение следует выбрать для доказательства основных свойств иона HS^-?

7.1. HS^- + H₂O ↔ S^2- + H₃O⁺;

7.2. HS^- + H₂O ↔ H₂S + OH^-;

7.3. H₂S ↔ H⁺ + HS^-;

7.4. H₂S ↔ 2H⁺ + S^2-.

8. По какой формуле можно оценить константу протолиза следующей протолитической реакции:

CN^- + HCO₃^- ↔ HCN + CO₃^2-

8.1. 8.2.

8.3. 8.4.

9. Какое из указанных веществ является более сильным протолитическим основанием?

9.1. NH₃; 9.2. (CH₃)₂NH;

9.3. CH₃NH₂; 9.4. C₆H₅NH₂.

10. Гидролиз какого иона будет протекать более полно?

10.1. НСО₃^-; 10.2. S^2-;

10.3. HSO₃^-; 10.4. СН₃СОО^-.

Задачи и упражнения

1. Какие из следующих частиц могут выполнить роль протолитической кислоты: H₂PO₄^-; NH₃; H₂O; HS^-; H₂S; [Zn(H₂O)₄]²⁺; (CH₃)₂NH?

2. Какие из приведенных частиц проявляют свойства протолитического основания: C₆H₅-NH₂; OH^-; H₂O; NH₄⁺; HSO₃^-; НРО₄^2-?

3. Укажите, к какому типу растворителей относятся: вода; спирт (R-OH); аммиак; уксусная кислота.

4. Укажите сопряженную кислоту для следующих оснований: NH₃; H₂O; HPO₄^2-; [Zn(OH)(H₂O)₃]⁺.

5. Укажите сопряженное основание для следующих кислот: HNO₂; H₂O; H₂PO₄^-; NH₄⁺; NH₂-CH₂-COOH.

6. Докажите кислотно-основной характер следующих частиц: H₃O⁺; HCO₃^-; OH^-; ClH₂C-COO^-; CH₃COOH; NH₂-CH₂-COOH. Запишите уравнения протолитических процессов.

7. Закончите уравнения следующих протолитических процессов:

HS^- + H₂O ↔ HS^- + OH^-↔

HNO₂ + H₂O ↔ NH₃ + HS^-↔

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + H₂O ↔

H₂O + H₂O ↔ CH₃COO^- + NH₄⁺ ↔

H₂PO₄^- + H₂O ↔ HPO₄^2- + H₂O ↔

Укажите сопряженные пары кислот и оснований. Укажите типы протолитических реакций.

8. Оцените константы протолиза для следующих реакций: ОН^- + Н₂РО₄^- ↔ Н₃О⁺ + НРО₄^2- ↔

СН₃СОО^- + Н₂О ↔ ОН^- + НСО₃^- ↔

+ ОН^- ↔

Сделайте вывод о полноте протекания процесса.

9. На основании расчета констант протолиза соответствующих процессов докажите, что водный раствор NaH₂PO₄ имеет кислую среду, а водный раствор Na₂HPO₄ – щелочную.

10. Какой из перечисленных ниже протолитических процессов имеет меньшее значение константы равновесия:

CN^- + CH₃COOН ↔ CN^- + HCO₃^- ↔

CN^- + C₆H₅COOH ↔ CN^- + H₃BO₃ ↔

CN^- + HSO₄^- ↔

11. Аммиак или метиламин в большей мере будет подвергаться протонированию при добавлении небольшого количества муравьиной кислоты к смеси аммиака и метиламина? Запишите уравнения процессов. Сравните константы протолиза.

12. Гидролиз какого иона будет протекать более полно: S^2-; HCO₃^-; CH₃COO^-. Ответ подтвердите расчетом.

13. Какому протолитическому основанию соответствует более сильная протолитическая кислота: (CH₃)₂NH; C₆H₅NH₂; NH₃; CH₃-NH₂? Дайте пояснения.

14. В состав гемоглобиновой и оксигемоглобиновой буферных систем организма входят кислоты HHb и HHbO₂ и их калиевые соли KHb и KHbO₂. Какие компоненты буфера более эффективны в процессах связывания кислых продуктов метаболизма? Основных продуктов? Дайте пояснения. Запишите уравнения протолитических процессов.

15. Гидролиз какого иона будет протекать более полно: [Zn(H₂O)₄]²⁺ или NH₄⁺? Ответ подтвердите расчетом констант протолиза.

16. Уравнениями соответствующих процессов докажите, что для частицы HSO₃^- характерны свойства амфолита.

17. Какой из указанных растворителей является амфипротонным: а) СН₃СООН; б) NH₃; в) NH₂-CH₂COOH; г) НС1? Какие свойства проявляет растворенное вещество в выбранном растворителе? Приведите примеры соответствующих протолитических процессов.

18. Докажите, что фенол является амфипротонным раство-рителем. Для доказательства запишите уравнения протолитичеких процессов и выражения для расчета констант протолиза.

ТЕМА VIII. БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

Свойством всех живых организмов является постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. Это постоянство поддерживается их буферными системами и необходимо для обеспечения нормальной деятельности ферментов, регулирования осмотического давления и других показателей.

Знания по теме «Буферные системы» необходимы для понимания механизма их действия, количественной оценки способности буферных систем связывать посторонние кислоты и щелочи, понимания их взаимосвязи и роли в поддержании кислотно-основного гомеостаза.

Кроме того, важно уметь готовить буферные растворы для последующего использования их в различных медико-биологических, химических и клинических исследованиях.

По теме VIII студент должен знать определение понятий: буферный раствор, буферная емкость; типы буферных растворов, механизм их действия; способы расчета рН буферных систем; биологические буферные системы; уметь рассчитывать рН буферного раствора по известному составу; оценивать влияние разбавления, добавления сильных кислот и оснований на значение рН; владеть навыками приготовления буферного раствора с заданным значением рН; навыками экспериментальной оценки буферной емкости приготовленного раствора.

Вопросы для подготовки

1. Буферные системы, их классификация и механизм действия.

2. Расчет рН и рОН. Факторы, влияющие на величину рН буферной системы. Влияние добавления кислоты и основания на рН буферных систем различного типа.

3. Буферная емкость как характеристика буферного действия. Факторы, влияющие на буферную емкость растворов.

4. Буферные системы в организме человека. Буферное соотношение, емкость. Механизм буферного действия. Биологическая роль.

5. Белковые буферные системы. Механизм их действия. Биологическая роль.

6. Буферные системы крови. Их состав, буферное соотношение, емкость. Механизм буферного действия. Биологическая роль.

7. Буферные системы, образуемые эфирами фосфорных кислот.

8. Буферные системы в выделительном почечном цикле. Механизм их действия. Буферное соотношение и емкость.

Тесты

1. Буферная система второго типа состоит из:

1.1. слабого основания и соли этого основания и сильной кислоты;

1.2. слабой кислоты и соли этой кислоты и сильного основания;

1.3. двух солей;

1.4. сильного основания и соли этого основания и сильной кислоты.

2. К буферным системам первого типа относится:

2.1. пиридиновая;

2.2. ацетатная;

2.3. аммиачная.

3. В фосфатной неорганической буферной системе роль протолитической кислоты выполняет:

3.1. Н₃РО₄; 3.2. НРО₄^2-; 3.3. Н₂РО₄^-

4. Водородный показатель буферного раствора первого типа рассчитывается по формуле:

4.1.

4.2.

4.3.

4.4.

5. При добавлении посторонней сильной кислоты к аммиачной буферной системе протекает процесс:

5.1. NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃∙H₂O + H⁺;

5.2. NH₃∙H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-;

5.3. H₃O⁺ + NH₃∙H₂O ↔ NH₄⁺ + 2H₂O;

5.4. NH₄⁺ + OH^- ↔ NH₃∙H₂O

6. Единицей измерения буферной емкости является:

6.1. моль∙л^-; 6.2. моль∙кг^-;

6.3. ммоль∙л^-; 6.4. моль экв∙л^-

7. Каково буферное отношение для гидрокарбонатной буферной системы, если она обладает большей буферной емкостью по кислоте?

7.1. 7.2. 7.3.

8. Для фосфатной буферной системы, состоящей из 100 мл 0,1М NaH₂PO₄ и 100 мл 0,2М Na₂HPO₄:

8.1. В_к > В_о; 8.2. В_к < В_о; 8.3. В_к = В_о

9. Какая буферная система обладает большей емкостью по кислоте, чем по основанию?

9.1. 100 мл 0,1 М Н₂СО₃

100 мл 0,1 М NaHCO₃;

9.2. 50 мл 1 М Н₂СО₃

100 мл 1 М NaHCO₃;

9.3. 100 мл 1 М Н₂СО₃

50 мл 1 М NaHCO₃;

9.4. 200 мл 0,5 М Н₂СО₃

100 мл 0,5 М NaHCO₃

10. При ацидозе в качестве экстренной меры не используют раствор:

10.1. гидрокарбоната натрия;

10.2. аскорбиновой кислоты;

10.3. лактата натрия;

10.4. трисамина H₂NC(CH₂OH)₃.

Задачи и упражнения

1. Рассчитайте буферную емкость аммиачной буферной системы, если при добавлении к 30 мл буфера 3 мл 0,1М НС1 рН изменился на 0,2, а при добавлении 3 мл 0,2М NaOH рН изменился на 1. Сравните В_к и В_о. Ответ подтвердите уравнениями реакций.

2. Сколько мл 0,1М раствора NH₃∙Н₂О и 0,1М раствора NH₄Cl необходимо для приготовления 100 мл буферного раствора с рОН = 3,76, рК_в = 4,76. Какая емкость (по кислоте или по основанию) будет больше? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

3. Рассчитайте буферную емкость гемоглобинового буфера, если при добавлении к 20 мл буферной системы 2 мл 0,1М НС1 рН изменился на 0,05, а при добавлении 2 мл 0,1М КОН рН изменился на 0,5. Сравните В_к и В_о. Ответ подтвердите уравнениями реакций.

4. Рассчитайте буферную емкость фосфатного буфера по кислоте и основанию, если при добавлении к 500 мл буферной системы 10 мл 0,1М НС1 рН уменьшился на 0,3, а при добавлении 10 мл NaOH (0,1М) рН увеличился на 0,1. Покажите механизм буферного действия.

5. Рассчитайте буферную емкость гидрокарбонатного буфера по кислоте и по основанию, если при добавлении к 50 мл буферного раствора 10 мл1М NaOH рН изменился на 0,2, а при добавлении 10 мл 1М НС1 – на 0,1. Сравните В_к и В_ос. Какого компонента в буферной системе больше? Ответ обоснуйте, записав уравнения реакций.

6. Сколько мл 0,2М NaHCO₃ и 0,1М Н₂СО₃ необходимо для приготовления 60 мл буферной системы с рН = 6,8, 6,35. Сравните В_к и В_о приготовленного буфера. Дайте пояснения, запишите уравнения реакций.

7. Рассчитайте рН гидрокарбонатного буфера, состоящего из 0,2М Н₂СО₃ 50 мл и 0,1М NaHCO₃ – 100 мл. 6,35. Сравните В_к и В_о. дайте пояснения.

8. Рассчитайте рН фосфатной буферной системы, приготовленной из 100 мл 0,3М раствора гидрофосфата натрия и 50 мл 0,03М раствора дигидрофосфата натрия. 7,20. Напишите механизм буферного действия. Сравните В_к и В_о. Ответ обоснуйте.

9. Рассчитайте рН аммиачной буферной системы, приготовленной из 50 мл 0,1М гидрата аммиака и 50 мл 0,2М хлорида аммония. 4,76. Сравните В_к и В_о. покажите механизм буферного действия.

10. Рассчитайте рН оксигемоглобиновой буферной системы, состоящей из 50 мл 1М раствора KHbO₂ и 5 мл 1М раствора HHbO₂. 6,95. Напишите механизм буферного действия. Сравните В_к и В_о данного буфера.

11. К 200 мл 0,1М пропионатного буферного раствора добавили
100 мл 0,1н соляной кислоты. Рассчитайте рН и буферную емкость по кислоте. К_а= 1,35∙10^-5.

12. Рассчитайте рН буферного раствора, приготовленного из равных объемов 0,2 М раствора гидрофосфата калия и 0,1М раствора дигидрофосфата калия. Покажите механизм буферного действия.

13. Углекислый газ, образующийся в результате окисления веществ в тканях организма, переносится кровью к легким. Частично он находится в растворе в виде угольной кислоты, а частично в виде гидрокарбонат-иона. Если рН крови 7,4, то какая доля угольной кислоты находится в виде гидрокарбонат-иона? 6,35. Какая емкость больше у гидрокарбонатного буфера? Ответ мотивируйте уравнениями реакций.

14. Как изменится рН при добавлении к смеси, состоящей из 100 мл 0,1М раствора аминоуксусной кислоты и 300 мл 0,1М раствора натриевой соли этой кислоты, 20 мл 1М соляной кислоты? 9,78. Рассчитайте буферную емкость по кислоте. Ответ подтвердите уравнениями реакций.

15. Чему равно соотношение сероводородной кислоты и гидросульфид-иона при рН = 8, если = 1,1∙10^-7. Как изменится рН при добавлении к 1 л данного раствора 0,1 моля гидроксида натрия? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

16. Какой концентрации нужно взять раствор ацетата натрия для приготовления 1 л буферного раствора с рН = 5,48, если имеется 500 мл 0,1М раствора уксусной кислоты? рК = 4,78. Оцените буферную емкость. Ответ подтвердите уравнениями реакций.

17. Определите рН буферного раствора, содержащего в 1 л 0,4 моль муравьиной кислоты и 1,0 моль формиата натрия до разбавления и после разбавления в 50 раз.

18. рН мочи в норме 4,7-6,5, а при нарушениях кислотно-щелочного равновесия может изменяться в пределах 4,5-8,5. При каких соотношениях NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄ рН мочи становится равным: а) 4,5; б) 8,5?

19. При сахарном диабете в организме происходит интенсивное образование кислых продуктов метаболизма, что вызывает сдвиг рН крови в кислую сторону (ацидемия). При снижении на длительное время рН крови до 7,0 может наступить угрожающее для жизни состояние. Рассчитайте, при каких соотношениях компонентов буферных систем НСО₃^-/Н₂СО₃ и НРО₄^2-/Н₂РО₄^- рН крови становится равным 7.

20. При определении альбумина по реакции с бромкрезоловым зеленым применяют ацетатный буфер. Уксусную кислоту объемом 50 мл смешивают с 13,2 мл раствора NaOH (концентрации растворов равны 1 моль/л) и объем доводят дистиллированной водой до 1 л. Вычислите рН используемого буферного раствора.

21. Какие из перечисленных веществ и в каких сочетаниях можно взять для приготовления буферных растворов: аммиак, уксусная кислота, соляная кислота, калия гидроксид, натрия дигидрофосфат, натрия хлорид, калия сульфат, калия гидрофосфат?

22. Расположите приведенные ниже буферные системы с эквимолярным соотношением компонентов в порядке увеличения в них концентрации гидроксид-ионов: а) гидрокарбонатная; б) ацетатная; в) аммиачная; г) фосфатная.

23. Укажите диапазон значений рН, который способны поддерживать следующие буферные системы: а) ацетатная; б) аммиачная; в) гидрокарбонатная; г) фосфатная. Дайте пояснения.

ТЕМА IX. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ

Теория окислительно-восстановительных равновесий позволяет понять сущность протекающих в организме редокс-процессов, на которых основано превращение химической формы движения материи в биологическую; механизм действия редокс-буферных систем, а также причины возникновения некоторых патологических состояний. Знания по указанной теме позволяют обосновать применение в фармакотерапии окислителей, восстановителей и антиоксидантов; понять сущность методов оксидиметрии, используемых в клинической биохимии для диагностики заболеваний, а также в санитарии и гигиене для анализа продуктов питания, питьевой воды и объектов окружающей среды.

По теме IX студент должен знать понятия: степень окисления, окислитель, восстановитель, редокс-сопряженная система, редокс-потенциал; термодинамические условия протекания окислительно-восстанови-тельной реакции; уметь прогнозировать образование продуктов окислительно-восстанови-тельного процесса в зависимости от характера среды; рассчитывать молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя; владеть методами электронного и ионно-электронного балансов; навыками прогнозирования вероятности и направления окислительно-восстановительного процесса.

Вопросы для подготовки

1. Понятия электроотрицательности и степени окисления.

2. Основные положения окислительно-восстановительных реакций:

2.1. процессы окисления и восстановления;

2.2. изменение восстановительных и окислительных свойств элементов в зависимости от положения в периодической системе.

3. Классификация окислительно-восстановительных реакций.

4. Методы составления уравнений реакций:

метод электронного баланса; метод ионно-электронного баланса.

5. Влияние среды на протекание реакций окисления-восстановления.

6. Окислительно-восстановительный потенциал как мера окислительной и восстановительной способности систем:

6.1. стандартные окислительно-восстановительные потенциалы;

6.2. формальные (мидпойнт) потенциалы.

7. Определение направления окислительно-восстановительных реакций по величинам окислительно-восстановительных потенциалов.

8. Расчет молярной массы эквивалента окислителя и восстановителя.

9. Оксидимерия, йодометрия и перманганатометрия. Применение оксидиметрии в санитарно-гигиенических и клинических исследованиях.

10. Редокс-буферные системы организма.

Тесты

1. Какое из веществ может быть только окислителем?

1.1. K₂SO₃; 1.2. Al;

1.3. KMnO₄; 1.4. FeSO₄.

2. Какое из веществ может быть только восстановителем?

2.1. K₂Cr₂O₇; 2.2. FeSO₄;

2.3. Fe₂(SO₄)₃; 2.4. PbO₂.

3. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя в реакции:
KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

3.1. 32; 3.2. 44; 3.3. 56; 3.4. 28

4. Укажите тип реакции: КС1О₃ → КС1О₄ + КС1

4.1. межмолекулярная;

4.2. внутримолекулярная;

4.3. диспропорционирования.

5. Какое соединение может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства?

5.1. KMnO₄; 5.2. FeSO₄;

5.3. KI; 5.4. Na₂SO₃

6. Рассчитайте молярную массу эквивалента восстановителя в реакции

FeCl₃ + KI → FeCl₂ + I₂ + KCl:

6.1. 166; 6.2. 83; 6.3. 55; 6.4. 42

7. Какая из систем проявляет самые сильные окислительные свойства?

7.1. MnO₄^- + 5e + 8H⁺ ↔ Mn²⁺ + 4H₂O;

7.2. Cо³⁺ + e ↔ Cо²⁺;

7.3. Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e ↔ 2Cr³⁺ + 7H₂O;

7.4. BrO₃^- + 3H₂O + 6e ↔ Br^- + 6OH^-

8. Какая из систем обладает самым сильным восстановительным свойством?

8.1. Al³⁺ + 3e ↔ Al^o;

8.2. Fe³⁺ + e ↔ Fe²⁺;

8.3. SO₄^2- + H₂O + 2e ↔ SO₃^2- + 2OH^-;

8.4. NO₃^- + 2H⁺ + 2e ↔ NO₂^- + H₂O

9. Какое вещество не может окислить Fe²⁺ до Fe³⁺:

9.1. KMnO₄; 9.2. K₂Cr₂O₇;

9.3. I₂; 9.4. NaBiO₃

10. Какое вещество не может восстановить Cr₂O₇^2- до Cr³⁺:

10.1. KI; 10.2. Н₂С₂О₄;

10.3. MnSO₄; 10.4. H₂O₂

Задачи и упражнения

1. Закончите уравнения методом ионно-электронного баланса. Укажите окислитель, восстановитель, тип реакции. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.

1.1. CuS + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO₂ + …

1.2. FeCl₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + …

1.3. AsH₃ + AuCl₃ + NaOH → Na₃AsO₄+ Au + …

1.4. Cr₂(SO₄)₃+NaBiO₃+NaOH → Na₂CrO₄ + Bi(OH)₃ + …

1.5. HCN + O₂ → CO₂ + N₂ + …

1.6. KNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → KNO₃ + MnSO₄ + …

1.7. Al + NaNO₃ + NaOH → NaAlO₂ + NH₃

1.8. MnO₂ + H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂ + …

1.9. KMnO₄ + C₆H₁₂O₆ + H₂SO₄ → CO₂ + MnSO₄ + …

1.10. MnSO₄ + H₂O₂ + KOH → MnO₂ + K₂SO₄ + …

1.11. K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ → I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + …

1.12. KIO₃ + KI + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + …

1.13. NH₄Cl + NaNO₃ → N₂ + NaCl + HCl + …

1.14. H₃PO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + MnSO₄ + …

1.15. HNO₃ + P → H₃PO₄ + NO + …

1.16. Na₂SO₃ + PH₃ → S + P + …

1.17. NaAsO₂+I₂+Na₂CO₃+H₂O→NaH₂AsO₄+NaI+CO₂ + …

1.18. K₃FeO₃ + KСlO₄ + H₂SO₄ → K₂FeO₄ + Cl₂ + …

1.19. PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + MnSO₄ + …

1.20. Al + KNO₂ + KOH → K[Al(OH)₄] + NH₃

1.21. As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO

1.22. K₂CrO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + NaNO₃ + …

1.23. KCrO₂ + NaClO + KOH → K₂CrO₄ + NaCl + …

1.24. HСlO₃ + H₂S → HCl + S

1.25. SO₂ + H₂S → S + H₂O

2. Какая реакция произойдет, если привести в контакт следующие две равновесные окислительно-восстановительные системы. Напишите уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

2.1. Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e ↔ 2Cr³⁺ + 7H₂O Е^о = 1,33 В

2СO₂ + 2H⁺ + 2e ↔ H₂C₂O₄ Е^о=-0,49 В

2.2. MnO₄^- + 4H⁺ + 3e ↔ MnO₂ + 2H₂O Е^о = 1,69 В

HNO₂ + H⁺ + e ↔ NO + H₂O Е^о = 0,99 В