Program chemii sem I 07.08

PROGRAM REPETYTORIÓW I ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH Z CHEMII I

DLA STUDENTÓW I ROKU WYDZIAŁU LEKARSKIEGO (STUDIA STACJONARNE I

NIESTACJONARNE) W I SEMESTRZE ROKU AKADEMICKIEGO 2007/2008

TYDZIEŃ

OD – DO:

SALE

TEMATY REPETYTORIÓW

TEMATY ĆWICZEŃ

LABORATORYJNYCH

2.10 –

12.10

5-8

RÓWNOWAGI CHEMICZNE

Reakcje praktycznie nieodwracalne. Stechiometria.
Odwracalne reakcje chemiczne.

Prawo działania mas.

Właściwości stanu równowagi.
Stan równowagi a stała równowagi K. Stała równowagi a
wyraŜenie na działanie mas, Q.

Stała równowagi a efekt energetyczny reakcji.
Naruszenie równowagi - reguła przekory.

Równowagi reakcji w fazie gazowej i reakcji związków
organicznych w rozcieńczonych roztworach wodnych.
Obliczenia stęŜeń równowagowych produktów i
substratów, stałej równowagi.

Ocena kierunku samorzutnego przebiegu reakcji.
Równowagi jonowe - wstęp.

1-4

ALKACYMETRIA

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Omówienie przepisów porządkowych i BHP w
laboratorium.

Pokaz szkła laboratoryjnego.

Dysocjacja wody. Iloczyn jonowy wody.

Roztwory wodne mocnych i słabych kwasów i
zasad. StęŜenie H

([H

]) jako miara

kwasowości roztworu. Pojęcie pH.

Obliczanie pH roztworów wodnych mocnych
kwasów i zasad.

Reakcje zobojętniania i ich wykorzystanie w
analizie ilościowej. Wskaźniki pH.

CZĘŚĆ PRAKTYCZNA

Miareczkowanie:

a) mocnego kwasu (HCl)
b) słabego kwasu (CH

COOH)

mocną zasadą .

Pomiar pH

Wyznaczanie krzywych miareczkowania
mocnego i słabego kwasu .

Wyznaczanie pK

słabego kwasu.

Oznaczanie pojemności buforowej mleka.

15.10-
26.10

5-8

RÓWNOWAGI JONOWE W ROZTWORACH

WODNYCH I

Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity mocne i słabe.
Dysocjacja wody, iloczyn jonowy wody.

Kwasy i zasady - definicje według Arrheniusa i
Brönsteda. Stałe dysocjacji słabych kwasów K

i słabych

zasad K

. Relacja między K

i K

sprzęŜonych według

Brönsteda kwasu i zasady. Skala pH Sörensena.
Obliczanie [H

] i pH roztworów mocnych i słabych

kwasów i zasad.

Oznaczanie pH (pehametr, wskaźniki).

Reakcje zobojętniania. Analiza teoretyczna krzywych
miareczkowania słabych kwasów.

Właściwości buforujące mieszanin słabych kwasów i
sprzęŜonych z nimi zasad.

Równowagi w reakcjach precypitacji (strącanie).
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności.
Efekt wspólnego jonu. Wpływ pH na rozpuszczalność.

Związki koordynacyjne - jony kompleksowe - własności,
nomenklatura.
Kompleksy "kleszczowe" (chelaty)

1-4

ARGENTOMETRIA I

KOMPLEKSOMETRIA

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Równowagi w reakcjach precypitacji.
Miareczkowa analiza strąceniowa. Wskaźniki
w argentometrii.

Kompleksy kleszczowe.
Wiązanie jonów metali z odczynnikiem
chelatującym - EDTA  (etylenodiamino-
tetraoctanem).
Metalowskaźniki.

CZĘŚĆ PRAKTYCZNA.
Argentometryczne oznaczanie jonów
chlorkowych ;
Kompleksometryczne oznaczanie jonów Ca

Reakcje strącania wybranych trudnorozpusz-
czalnych soli (jakościowo).

5.11-16.11

RÓWNOWAGI JONOWE W ROZTWORACH

WODNYCH II

Mieszaniny buforowe: właściwości, zakres działania i
pojemność buforu.

Obliczenia dotyczące właściwości buforujących
buforów: octanowego, fosforanowego, amonowego i
wodorowęglanowego.
Właściwości buforujące roztworów białek.

RÓWNOWAGI W REAKCJACH WIĄZANIA
LIGANDÓW DO BIAŁEK

Pojęcie wysycenia białka ligandem, stałe dysocjacji
kompleksu białko-ligand. Przykłady obliczeń.
POJĘCIE ENTALPII SWOBODNEJ ∆G JAKO
MIARY ‘ODSUNIĘCIA REAKCJI OD STANU
RÓWNOWAGI

Reakcje endo- i egzoergiczne. Stała równowagi a
zmiana standardowej entalpii swobodnej ∆G

;

przykłady obliczeń ∆G

i ∆G reakcji

REAKCJE SPRZĘśONE

Sprzęganie reakcji egzo- i endoergicznych w
komórce(przykłady)

SPEKTROFOTOMETRIA ABSORPCYJNA

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Spektroskopia absorpcyjna. Absorpcja
promieniowania elektromagnetycznego przez
cząsteczki, barwa a struktura elektronowa cząsteczek.
Spektrofotometria. Prawa dotyczące absorpcji światła
przez roztwory substancji barwnych. Wykorzystanie
pomiarów spektrofotometrycznych w analizie
jakościowej i ilościowej.

CZĘŚĆ PRAKTYCZNA

1) Wyznaczanie widm absorpcyjnych wybranych
barwników.

2) Zastosowanie w analizie ilościowej do określania
stęŜeń substancji barwnych. Sporządzanie krzywych
wzorcowych. Wyznaczanie molowego współczynnika
absorpcji.

19.11.-

30.11

PROCESY OKSYDACYJNO-REDUKCYJNE

Utleniacze i reduktory - związek ze strukturą
elektronową cząsteczki. Reakcje połówkowe red-oks. –
sprzęŜone utleniacze i reduktory. Ogniwa galwaniczne.
Potencjały redukcji: standardowy E

(pH=0),

biologiczny E

(pH=7.0). Określenie kierunku reakcji

red-oks w warunkach standardowych (∆ E

, ∆E

) i w

dowolnych warunkach (∆E) – równanie Nernsta. Praca
elektryczna uzyskana w reakcji redoks (∆G

i ∆G).

Właściwości tlenu.

Oddychanie komórkowe jako proces, dzięki któremu
komórka uzyskuje energię w reakcji
2NADH + O

+ 2H

→ 2NAD

+ 2H

Łańcuch oddechowy mitochondriow, oksydacyjna
fosforylacja (synteza ATP).
Toksyczność tlenu. Powstawanie reaktywnych form
tlenu (RFT) i ich rola w patogenezie chorób.

MANGANOMETRIA I JODOMETRIA

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Reakcje oksydacyjno-redukcyjne. Stopień utlenienia.
Bilansowanie równań reakcji redoks. Reakcje
połówkowe red-oks.

CZĘŚĆ PRAKTYCZNA

Manganometria. Oznaczanie nadtlenku wodoru w
stęŜonym roztworze
(z uwzględnieniem rozcieńczania). Statystyczne
opracowanie wyników.

Jodometria.
Oznaczanie sześciocyjanoŜelazianu potasowego.

3.12-14.12

ELEMENTY KINETYKI CHEMICZNEJ.

Pojęcie szybkości reakcji. Krzywe kinetyczne.
ZaleŜność szybkości reakcji od stęŜeń reagujących
substancji - równanie szybkości reakcji.
Stała szybkości k. ZaleŜność stałej szybkości reakcji od
natury reakcji i temperatury.
Energia aktywacji - teoria zderzeń aktywnych
i teoria stanu przejściowego.
Rząd reakcji. Pojęcie mechanizmu reakcji.
Równania kinetyczne - relacje pomiędzy zmianą
stęŜenia substratu (produktu) a czasem.
Katalizatory. Wprowadzenie do biokatalizy. Enzymy.

WYZNACZANIE RZĘDU REAKCJI

CZĘŚĆ TEORETYCZNA
Parametr czasu w reakcjach chemicznych. Pojęcie
szybkości reakcji. Krzywe kinetyczne.

CZĘŚĆ PRAKTYCZNA
Ś

ledzenie przebiegu reakcji chemicznej z

wykorzystaniem metody spektrofotometrycznej:
hydroliza BAPNA (chlorowodorku

-N-benzoilo-D,L-

arginino-p-nitroanilidu) katalizowana przez enzym
trypsynę.
Wyznaczanie krzywych kinetycznych i szybkości
początkowej reakcji.
Wyznaczanie rzędu reakcji.

17.12 –

21.12

2007

ELEMENTY TERMOCHEMII I

TERMODYNAMIKI

Natura energii.
Entalpia. Równania termochemiczne. Kalorymetria.
Prawo Hessa.
Standardowe entalpie tworzenia. Obliczenia.
Układy zamknięte i otwarte. Funkcje stanu.
I zasada termodynamiki.
Procesy spontaniczne i entropia.  II zasada
termodynamiki.  Zmiany entropii w reakcjach
chemicznych.
Temperatura a spontaniczność reakcji.
Równanie Gibbsa-Helmholtza. Entalpia swobodna ∆G a
stan równowagi. Entalpia swobodna ∆G a praca.
Obliczenia.

Układy otwarte. Pojęcie stanu stacjonarnego. Organizmy
Ŝ

ywe jako układy otwarte.

7.01 -18.01

2008

PODSTAWY GOSPODARKI WODNO-

ELEKTROLITOWEJ CZŁOWIEKA

Koligatywne  właściwości roztworów.
Ciśnienie osmotyczne  - prawo van’t Hoffa.
Idealne i nieidealne (rzeczywiste ) błony półprzepu-
szczalne.
Toniczność roztworów.
Skład elektrolitowy płynów fizjologicznych – przedziały
wodne zewnątrz- i wewnątrzkomórkowe.
Wytwarzanie jonowego gradientu transmembranowego i
potencjału membranowego (ATP-aza Na

, K

zaleŜna).

Homeostaza elektrolitów i kontrola ciśnienia
osmotycznego.
Roztwory koloidowe. Równowagi Donnana.

BADANIE OPORNOŚCI OSMOTYCZNEJ

KRWINEK CZERWONYCH

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Osmoza , pojęcie ciśnienia osmotycznego. Pojęcie
toniczności roztworów. Zjawisko hemolizy krwinek
czerwonych.

CZĘŚĆ PRAKTYCZNA

Badanie oporności osmotycznej krwinek czerwonych
w roztworach o róŜnych stęŜeniach NaCl i sacharozy.

od
23.01.
2008

Kolokwium zaliczeniowe