ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ. 4 страница

• ⇐ Назад
• 1
• 2
• 345
• 6
• 7
• 8
• 9
• 10
• 11
• 12
• 13
• 14
• 15
• 16
• Далее ⇒

3. Мороз А.С. Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. Львів, Світ. 1994, с. 30-35.

4. Садовничая Л.П.. Хухрянский В.Г. Биофизическая химия. Киев, Вища школа. 1986, с.37-68

5. Ленский А.С. Ввдение в бионеорганическую химию. М., Высшая школа, 1989, с. 93-112.

 

 

ЗАНЯТТЯ № 7

1. ТЕМА: Основи титриметричного аналізу.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Діагностика багатьох захворювань, першза все, базується на даних клінічних, біохімічних, фізико-хімічних методів аналізу. Одним з основних методів хімічного аналізу є титриметричний аналіз. Він охоплює і метод нейтралізації у двох його варіантах: алкаліметрія та ацидиметрія. Метод нейтралізації застосовується для визначення кислотності шлункового соку,сечі,інших біологічних рідин, вмісту хлоридів у сироватці крові. У санітарно-гігієнічному аналізі метод нейтралізації застосову­ється для дослідження питної води, визначення кислотності харчових продуктів. Основні поняття про теорію та методи титриметричного аналізу, і метод нейтралізації зокрема, необхідні студенту для вивчення біохімії, фармакології, гігієни.

3. МЕТА. Засвоїти теоретичні основи титриметричного аналізу, методу нейтралізації та оволодіти технікою титрування.

Студент повинен знати:

- основні поняття титриметричного аналізу;

- суть методу нейтралізації;

- теорію індикаторів у методі нейтралізації;

- принципи підбору індикаторів для визначення кінця титрування за кривими титрування.

вміти

- підбирати індикатор для конкретного титрування;

- фіксувати кінець титрування в методі нейтралізації за допомогою індикаторів;

- проводити розрахунки за формулами титриметричного аналізу.

оволодіти навичками:

- користування піпетками, бюретками при титруванні;

- технікою титрування;

- визначення кількісного вмісту кислот у розчинах та біологічних рідинах методом нейтралізації (алкаліметрія).

 

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

1) Суть реакції нейтралізації.

2) Складання рівнянь реакцій нейтралізації в молекулярнійтаіонній формах.

3) Поняття про розчини, види концентрації розчинів.

4) Використання формул масової частки, молярної концентрації, молярної концентрації еквівалента для проведення розрахунків.

(Матеріал шкільної програми та попередніх занять з хімії)

 

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

 

Титриметричний (об’ємний) аналіз

Криві титрування Метод нейтралізації Теорія кислотно-

основних

індикаторів

 

Алкаліметрія Ацидиметрія

Визначення вмісту оцтової кислоти в розчині

 

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

 

Зміст і послідовність дій.	Вказівки до навчальних дій.
1.Суть титриметричного аналізу.	1.1. Основні поняття титриметричного аналізу. 1.2. Техніка титрування. 1.3. Розрахунки в титриметричному аналізі.
2. Метод нейтралізації.	2.1. Реакції, на яких базується метод нейтралізації. 2.2. Точка еквівалентності в методі нейтралізації.
3. Кислотно-основні індикатори.	3.1. Одно- та двохкольорові індикатори. 3.2. Інтервал переходу забарвлення індикатора. 3.3. Показник титрування індикатора.
4. Криві титрування у методі нейтралізації.	4.1. Стрибок титрування. 4.2. Принцип підбору індикатора.
5. Застосування алкаліметрії та ацидиметрії.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

 

1) Вибрати групу речовин, вмістяких може бути визначений в

розчи­ні методом алкаліметрії

а) НСІ, NaОН, K₂CO₃ ;в) НСІ, СН₃СООН, NаНСО₃ ;

б)КОН, NН₃, СаSО₄ ;г) (NH₄)₂SO₄, NH₄СІ, NаСІ.

 

2) Вибрати індикатор,за допомогою якого можна визначити концентра­цію сильної кислоти в розчині алкаліметричним титруванням

а) фенолфталеїн (8,2 -10,0) в) лакмуc (4,4 - 6,4)

б) метиловий оранжевий (3,1 - 4,4) г) метиловий червоний (4,4 - 6,2)

 

3) Вибрати індикатор, що може бути застосований для визначення вмісту речовин, які створюють у біологічній рідині слабокислу реакцію середовища, якщо стрибок на кривій алкаліметричного титрування складав 7,8 - 10,9 рН (у дужках показані інтервали переходу забарвлення індикаторів)

а) фенолфталеїн (8,2 - 10,0)в) метилрот (4,4-6,2)

б) метилоранж (3,1-4,4) г) нафтилфталеїн (7,4 - 8,6)

 

4) Вибрати групу кислот, розчини яких застосовують як робочі

у методі ацидиметрії

а) НСІ, Н₂S0₄, СН₃СООНв) H₃PO₄, H₂S, НзВОз

б) СН₃СООН, H₂C₂O₄, Н₃РО₄г) НСІ, НNО₃, Н₂SO₄

 

5) На титрування 25,0 см³ (мл) розчину аміаку витрачено 25,05 cм³ (мл) розчину з молярною концентрацією еквівалента НСl 0,1244 моль/дм³. Визначити вміст аміаку в розчині (вг/дм³).

 

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідьв).

Методом алкаліметрії можна визначити в розчині або в біологічній рідині сильні та слабкі кислоти, кислі солі та речовини з кислою реакцією середовища.

 

2) Будь-який з наведених індикаторів, тому що інтервал переходу забарвлення всіх цих індикаторів лежить у межах стрибка рН на кривій титрування сильної кислоти.

 

3) Правильна відповідьа)

Лише фенолфталеїн має інтервал переходу забарвлення, що лежить

у межах стрибка рН на кривій титрування, тому він забезпечить фіксацію точки еквівалентності з найменшою похибкою.

 

4) Правильна відповідь г).

Робочі розчини в ацидиметрії - це розчини сильних кислот, засто­сування яких забезпечує великий стрибок на кривій титрування та можливість використання переважної більшості кислотно-основ­них індикаторів з інтервалом переходу забарвлення у кислому середовищі.

 

5) Визначаємо молярну концентрацію еквівалента розчину аміаку: Визначаємо масу аміаку в 1 дм³ (л) розчину:

 

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ

8.1. Ознайомлення з методикою виконання об’ємного аналізу.

Для одержання правильних результатів всі операції в об’ємному аналізі слід виконувати дуже ретельно. Перед початком роботи по­трібно переконатися у наявності необхідного посуду і його готов­ності до роботи, уважно ознайомитися з методикою аналізу, приго­тувати зошит для запису результатів.

Наповнення бюретки робочим розчином. Бюретку обполіскують спочатку дистильованою водою, а потім розчи­ном, яким будуть її заповнювати. Після цього робочий розчин нали­вають у бюретку трохи вище нульової поділки. Пухирець повітря із носика бюретки виганяють, відігнувши злегка носик догори і надав­люючи при цьому на затискач (чи кульку) бюретки. Після того, як носик повністю заповнений розчином та вийнята лійка, через яку наливали розчин, встановлюють рівень розчину на нульовій поділці. Натискуючи на затискач, по краплях випускають розчин з бюретки доти, доки нижня частина меніску безбарвного розчину або верхня частина меніску забарвленого розчину не буде на рівні нульової поділки. Проводити відлік слід завжди так, щоб око знаходилося на одному рівні з меніском.

Відмірювання розчинів піпетками.

Хімічні піпетки використовують, щоб відібрати точний об’єм потріб­ного розчину. Спочатку піпетку обполіскують, набираючи цей розчин приблизно до половини. При цьому занурюють піпетку у розчин майже до дна. Набирають розчин трохи вище мітки. Верхній кінець піпетки швидко затискують вказівним пальцем, піпетку виймаютьіз розчину. Послаблюючи тиск пальця, дають надлишку розчину витекти по краплях, щоб меніск встановився точно

 

проти мітки. Обережно, слідкуючи, щоб розчин не капав, підносять піпетку до колбочки, у яку потрібно пе­ренести відмірений об’єм розчину. Тримаючи піпетку вертикально, відкривають верхній її кінець і дають розчину витекти (носик піпет­ки при цьому повинен торкатися до внутрішньої стінки горла колби). Залишок розчину не видувають і не витрушують.

Розчин, що підлягає титруванню, часто повинен містити і до­даткові компоненти, які створюють певне середовище, або реагують з певною речовиною, перетворюючи її у форму, необхідну для титрування. Розчини цих компонентів відмірюють мірними циліндрами або піпетками.

Проведення титрування.

Конічну колбу з розчином, підготовленим для титрування, розміщують на білому папері під носиком бюретки. Кінчик носика повинен знахо­дитися на рівні горла колби. Натискуючи великим і вказівним пальцями лівої руки на затискач (або кульку), вилучають розчин у кол­бочку невеликими порціями. Правою рукою обережно струшують колбу для швидкого перемішування розчину. Про наближення кінця титруван­ня свідчить те, що у місці падіння краплі робочого розчину розчин у колбі набуває характерного для кінця титрування забарвлення. Тоді робочий розчин починають додавати по одній краплі. Після стійкої зміни забарвлення титрування припиняють і визначають об’єм робочого розчину, витраченого на титрування. Титрування проводять не менше трьох разів.

8.2. Визначення масової частки оцтової кислоти.

За допомогою піпетки відібрати 10,0 мл розчину оцтової кислоти і перенести в конічну колбу ємністю 50-100 мл, додати 2-3 краплі фенолфталеїну і титрувати з бюретки робочим розчином гідроксиду на­трію до появи блідо-рожевого забарвлення. Визначити (за шкалою бю­ретки) об'єм робочого розчину лугу, витраченого на титрування. Повторити титрування ще двічі та з одержаних результатів вирахувати середнє арифметичне значення об’єму NaOH-V_{сер.(NaOH)}:

Розрахунок масової частки оцтової кислоти:

1) знайти молярну концентрацію еквівалента оцтової кислоти в розчині:

2) знайти масу оцтової кислоти в одному літрі розчину:

де: V = 1дм³(л) – об’єм розчину кислоти;

молярна маса еквівалента СН₃СООН, г/моль;

3) знайти масову частку оцтової кислоти у наважці

(наважка - це певна маса концентрованої оцтової кислоти, із якої готувався 1 дм³(л) розчину, що досліджувався):

 

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Зробити у зошиті необхідні розрахунки та висновок.

 

9. ЛІТЕРАТУРА.

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 313-364.

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

3. Селезнёв К.А. Аналитичская химия. М., Химия, 1973, с. 164-199.

4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., Высшая школа, 1978, с. 74-109.

 

 

ЗАНЯТТЯ № 8.

 

1. ТЕМА. Основи титриметричного аналізу.

 

2. ОБҐРУНТУВАННЯ TЕМИ. У практиці клінічних і науково-дослідних лабораторій широко застосовуються титриметричні методи аналізу, які грунтуються на реакції комплексоутворення катіонів металів з комплексонами.

Комплексони застосовують у лабо­раторіях для визначення мікроелементів в біологічних рідинах, при аналізі лікарської сировини, у санітарно-гігієнічному аналізі, наприклад, для визначення твердості питної води та промислових вод. Знання особливостей будови ком­плексних сполук та можливостей комплексонометричного методу необ­хідні для вивчення біохімії, фармакології, гігієни, дисциплін медичного профілю.

 

3. МЕТА. Сформувати уявлення про комплексонометричний метод титриметричного аналізу та особливості його застосування, навчитися проводити комплексонометричне визначення загальної твердості води,

Студент повинен знати:

- суть методу комплексонометрії, особливості застосування трилону Б та індикаторів;

- види твердості води та методи її усунення;

вміти:

- проводити титрування досліджуваної рідини розчином трилону Б;

- виконувати розрахунки в комлексонометричному аналізі;

оволодіти навичками:

- визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

 

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

1) Поняття про комплексні сполуки.

2) Загальні уявлення про твердість води.

3) Теорія розчинів, види концентрації розчинів.

4) Суть та техніка виконання титриметричного аналізу.

5) Проведення розрахунків у титриметричному аналізі.

(Матеріал шкільної програми та попередніх занять з хімії)

 

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ

Комплексні сполуки

 

Комплексони

 

Індикатори методу Комплексонометрія

комплексонометрії

Визначення загальної Твердість води та

твердості води методи її усунення

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Суть методу комплексонометрії.	1.1. Реакції, що лежать в основі методу. 1.2. Поняття про комплексони. 1.3. Індикатори методу комплексоно­метрії. 1.4. Застосування комплексонометрич­ного аналізу.
2. Визначення загальної твердості води.	2.1. Загальна, тимчасова, постійна твердість води. 2.2. Методи усунення твердості води. 2.3. Визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

 

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

1) При комплексонометричному визначенні загальної твердості води відбувається утворення двох комплексних сполук. Пояснити, яка сполука буде більш стійкою.

а) сполука іонів кальцію з трилоном Б;

б) сполука іонів кальцію з індикатором;

в) сполука іонів кальцію з буфером;

г) сполука індикатора з трилоном Б.

 

2) Пояснити, які речовини застосовуються для пом’якшення води.

а) сода, гідроксид натрію, ортофосфат натрію;

б) сода, гашене вапно, ортофосфат натрію;

в) гідроксид натрію, гашене вапно, розчин аміаку;

г) хлороводнева кислота, ортофосфорна кислота, сірчана кислота.

 

3) Вказати, у якому середовищі проводять комплексонометричне визначення твердості води

а) у нейтральному; б) у кислому; в) у лужному.

 

4) Визначити загальну твердість води (ммоль-екв./дм³), якщо на титрування 50 см³ водопровідної води витрачено 5,6 см³ розчину трилону Б з молярною концентрацією еквівалента 0,05 моль/дм³.

а) 5; б) 50; в) 0,5; г) 5,5.

 

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь а).

При комплексонометричному визначенні загальної твердості води послідовно утворюються дві комплексні сполуки. Спочатку катіони кальцію (магнію) утворюють комплекс з індикатором винно-червоного кольору. При титруванні трилоном Б катіони кальцію (магнію) пере­ходять у більш стійкий комплекс з трилоном, який забарвлення не має. Індикатор, що ви

вільняється при цьому, завдяки лужному середовищу, яке створюється буферним розчином, забарвлює розчин у синій колір.

 

2) Правильна відповідь б).

Сода, гашене вапно, ортофосфат натрію з катіонами кальцію та магнію твердої води утворюють нерозчинні сполуки і тим самим зменшують твердість води:

Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃ ↓; 3Ca²⁺ + 2PO₄^3- = Ca₃(PO₄)₂↓

(сода) (ортофосфат)

усунення постійної твердості;

 

Са²⁺ + 2 НСО₃^- + Са²⁺ + 2 ОН^- = 2СаСО₃↓ + 2Н₂О

(вапно)

Mg²⁺ + 2 HCO₃^- + 2 Ca²⁺ + 4OH^- = Mg(OH)₂↓ + 2 CaCO₃↓ + 2H₂O

( в а п н о )

усунення тимчасової твердості;

Всі інші відповіді містять частково або повністю речовини, не здатні усунути твердість води.

3) Правильна відповідь в).

Правильна відповідь б).

Загальну твердість води (Т_води, ммоль-екв./дм³) обчислюють за формулою:

V _Тр.Б – середнє арифметичне значення об’єму трилону Б, мл;

V_води – об’єм води, що титрувався, мл;

С_{(1/2 Тр. Б)} – молярна концентрація еквівалента трилону Б, моль/дм³ .

8.ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

Кожний студент одержує у викладача пробу води та визначає її твердість (індивідуальна робота).

Для цього відібрати піпеткою 25,0 (або 20,0) мл води, твердість якої визначається, перенести у колбу для титрування. Додати 10 мл аміачного буферного розчину з рН 10 та 20-30 мг (на кінці шпателя) сухої суміші індикатора хромогену чорного (еріохром чорний Т) з хлоридом натрію. Розчин у колбі набуває винно-червоного кольору. Бюретку заповнити робочим розчином грилону Б і титрувати до пере­ходу забарвлення розчину в колбі у синє. Титрування повторити ще мінімум двічі. Для розрахунків взяти середнє арифметичне значення об’єму трилону Б.

Загальну твердість води розрахувати за формулою:

V _Тр.Б – середнє арифметичне значення об’єму трилону Б, мл;

V_води – об’єм води, що титрувався, мл;

С_{(1/2 Тр. Б)} – молярна концентрація еквівалента трилону Б, моль/дм³ .

8.2. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записуючи у зошит результати експериментального визначення твердості води, обов'язково вказати номер проби води, виданої викладачем.

 

9. ЛІТЕРАТУРА

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 20-с. 359-363.

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

3. Селезнев К.А. Аналитическая химия. М., Химия, 1973. с. 222-228.

4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., Высшая школа, 1978, с. 151-157.

 

 

ЗАНЯТТЯ № 9.

1. ТЕМА. Кислотно-основна рівновага в організмі.

Водневий показник біологічних рідин.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Внутрішні середовища організму - кров, лімфа, шлунковий сік, сеча, слина та ін. - є водними розчинами. рН цих розчинів впливає на життєдіяльність клітин, тканин, органів та організму в цілому, тому що, по-перше, іони водню здійснюють ка­талітичний вплив на біохімічні перетворення, по-друге, ферменти і гормони мають біологічну активність тільки в певному інтервалі значень рН, по-третє, величина концентрації іонів водню впливає на величину осмотичного тиску біологічних рідин. Стабільність ве­личини рН забезпечується дією фізіологічних механізмів і буферними системами. Гідролізні реакції в організмі мають велике значення в обміні речовин, підтримуванні постійної реакції середовища біо­логічних рідин організму.

Постійність рН систем організму - необхідна умова його нор­мальної життєдіяльності, контроль цієї величини дає можливість вия­вити різні види патології і правильно поставити діагноз. Тому визна­чення рН біологічних рідин широко застосовується в клінічних і біо­хімічних дослідженнях, а також у фармацевтичній практиці. Адже фар­макологічна дія лікарських препаратів залежить від рН вихідних роз­чинів і від рН біологічних рідин.

Потенціометричний метод визначення рН має ряд пе­реваг порівняно з індикаторним: він точніший (дає змогу вимірювати рН з точністю 0,02-0,05), а також дає можливість вимірювати рН ба­гатокомпонентних систем та забарвлених розчинів. З розвитком елек­тродної техніки цей метод все ширше застосовується у біології, медицині та фармації.

Дуже важливими для організму є процеси гідролізу. Наприклад, при гідролізі АТФ виділяється енергія, а гідроліз солей впливає на величину рН середовища крові та тканин­них рідин, перетравлювання їжі також пов’язане з гідролізом. На гідролітичних процесах ґрунтується дія деяких хіміотерапевтичних засобів. Завжди треба враховувати процеси гідролізу при визначенні терміну зберігання багатьох лікарських препаратів. Знання теорії гідролітичних процесів необхідне для подальшого вивчення біохімії, фізіології, фармакології.

3. МЕTA. Сформувати уявлення про роль водневого показника, гідролітичних процесів в організмі людини. Опанувати методику потен­ціометричного визначення рН.

Вивчити основні теоретичні положення гідролізу солей. Сформувати уявлення про значення гідролітичних процесів в обміні ре­човин в організмі та у дії лікарських засобів.

Студент повинен знати:

- суть поняття "водневий показник" та його значення для функціонування живого організму;

- величини рН основних біологічних рідин організму;

- причину порушення кислотно-основного балансу в організмі;

- основи теорії гідролізу солей;

- визначення понять "ступінь гідролізу", "константа гідролізу";

- як впливає гідроліз солей на величину рН;

- значення гідролізу для процесів метаболізму;

- основні принципи іонометрії, види електродів визначення та порівняння;

вміти:

- проводити розрахунки значень рН та концентрацій іонів Гідрогену (гідроксонію).

- писати рівняння гідролізу солей у молекулярній та іонній формах;

- оцінювати вид середовища у розчинах солей, що піддаються гідролізу.

овлодіти навичками:

- визначення рН розчинів і біологічних рідин потенціометричним методом за допомогою скляного електрода.

 

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

1) Поняття про кисле, нейтральне і лужне середовище. Шкала рН.

2) Поняття про гідроліз солей.

(матеріал шкільної програми з хімії).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Дисоціація води, Гідроліз солей

іонний добуток води

Ступінь і константа гідролізу Роль гідролітичних процесів

Водневий показник . в обміні речовин

Зміна рН середовища

Шкала рН. при гідролізі

Реакція середовища

 

Значення рН рідин . Визначення рН за допомогою скляного електрода.

організму людини Електроди визначення та електроди порівняння

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Дисоціація води.	1.1. Константа дисоціації води. 1.2. Іонний добуток води.
2. Водневий показник.	2.1. Шкала рН. 2.2. Значення рН рідин організму людини. 2.3. Зниження рН.
3. Гідроліз солей.	3.1 Поняття про гідролітичні процеси. Види солей, що гідролізуються. 3.2. Ступінь гідролізу, його залежність від концентрації і температури. 3.3. Константа гідролізу. 3.4. Вплив гідролізу на реакцію середовища. 3.5. Роль гідролітичних процесів у обміні речовин.
4. Потенціометричне визначення рН.	4.1. Електроди визначення. 4.2. Електроди порівняння. 4.3. Принцип дії скляного електрода. 4.4. Гальванічне коло для визначення рН зі скляним електродом.

 

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

 

1) Вказати, як пов’язані між собою значення рН і рОН в розчині.

а) рН = рОН в) рН ∙ рОН = 7

б) рН + рОН =14г) рН/рОН = 1

 

 

2) Пояснити, як може впливати зміна рН біологічної рідини на фізіологічні процеси.

а) залежить від виду біологічної рідини;

б) при збільшенні рН швидкість процесів зростає;

в) при збільшенні рН швидкість процесів зменшується, а при зниженні рН швидкість зростає;

г) зміна рН може змінити швидкість процесу, або зовсім його припинити.

 

3) Пояснити, чому знижується рН в зоні запалення.

а) в зоні запалення утворюються продукти неповного окиснення - органічні кислоти;

б) в зоні запалення різко сповільнюється відток продуктів метаболізму;

в) в зоні запалення пригнічується окиснення і зростає

відновлення;

г) в зоні запалення рН не змінюється, бо його значення не залежить від напряму процесів метаболізму.

 

4) Вибрати групу солей, що піддаються гідролізу при розчиненні у воді.

а) хлорид натрію, сульфат амонію;

б) ціанід калію, карбонат натрію;

в) нітрат калію, ацетат кальцію;

г) ацетат амонію, сульфат натрію.

 

5) Вибрати правильне іонне рівняння (коротка іонна форма) реакції гідролізу карбонату натрію.

---

• ⇐ Назад
• 1
• 2
• 345
• 6
• 7
• 8
• 9
• 10
• 11
• 12
• 13
• 14
• 15
• 16
• Далее ⇒