Выдержка из текста работы
— физическая и коллоидная химия: приготовление истинных и коллоидных растворов; изучение осмотических свойств растворов (гипотонические, изотонические, гипертонические растворы);
— аналитическая химия: произведение расчетов при выполнении количественных анализов, при оценке содержания ценных и токсических веществ в фармпрепаратах;
— микробиология: изготовление питательных сред, изучение поведения одноклеточных микроорганизмов в различных средах;
— биологическая химия: наглядное изучение процессов поддержания гомеостаза и кислотно-щелочного равновесия; изучение процессов образования и разрушения конкрементов и костной ткани; изучение обменных процессов организма;
— фармацевтическая технология: изучение принципов и способов получения лекарственных форм, произведение контроля качества.
— фармацевтическая химия: изучение общих методов оценки качества лекарственных средств, факторов, влияющих на качество лекарственных средств;
— токсикологическая химия: обеспечение принципов качества аналитической диагностики и судебной экспертизы.
3. Цели занятия.
3.1. Общая цель: изучение темы направлено на формирование компетенций по ФГОС специальности ПК-31, ПК-34.
3.2. Конкретные цели и задачи.
После изучения темы студент должен:
«Знать» — метрологические требования при работе с физической аппаратурой; правила техники безопасности работы в химической лаборатории и с физической аппаратурой; растворы и процессы, протекающие в водных растворах; коллигативные свойства растворов.
«Уметь» — выбирать оптимальный метод качественного и количественного анализа вещества, используя соответствующие физические приборы и аппараты; готовить истинные, буферные растворы; смещать равновесия в растворах электролитов.
«Владеть» — методиками анализа физических и химических свойств веществ различной природы; техникой химических экспериментов, проведения приборочных реакций, навыками работы с химической посудой и простейшими приборами.
4. Вопросы, изученные на предшествующих дисциплинах и необходимые для освоения темы.
1. Растворы, их классификация, роль в жизнедеятельности организма, использование в фармацевтической практике (кафедра химии).
2. Способы выражения концентрации растворов (общее среднее образование, кафедра химии).
3. Растворы газов в жидкостях и их свойства (общее среднее образование, кафедра химии).
4. Осмос. Осмотическое давление, роль его в жизнедеятельности организма (общее среднее образование, кафедра химии).
5. Кислотно-основные взаимодействия в растворах. Теории кислот и оснований (общее среднее образование, кафедра химии).
6. Ионное произведение воды (кафедра химии).
7. Буферные растворы, механизм действия, роль для жизнедеятельности организма (кафедра химии).
8. Гетерогенные равновесия в растворах (кафедра химии).
5. Задания для самостоятельной подготовки к практическому занятию:
5.1. Перечень контрольных вопросов для самоконтроля знаний.
1. Основные определения: раствор, растворитель, растворенное вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Вода как один из наиболее распространенных растворителей. Роль водных растворов в жизнедеятельности организмов. Неводные растворители и растворы.
2. Процесс растворения как физико-химическое явление. Термодинамика процесса растворения. Растворы газов в жидкостях. Законы Генри, Генри – Дальтона, И.М.Сеченова.
3. Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных свойствах растворов. Закон Вант – Гоффа об осмотическом давлении. Роль осмоса в биосистемах. Плазмолиз, гемолиз, тургор. Гипо- , изо- и гипертонические растворы.
4. Теория растворов слабых электролитов. Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активности и активность ионов.
5. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Коэффициент растворимости (Ks). Условия растворения и образования осадков.
6. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. рН растворов сильных и слабых кислот и оснований.
7. Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда – Лоури). Константы кислотности и основности. Процессы ионизации, гидролиза, нейтрализации с точки зрения различных теорий кислот и оснований. рН растворов слабых кислот, оснований, гидролизующих солей. Амфотерные электролиты (амфолиты).
8. Роль ионных, в том числе кислотно-основных, взаимодействий при метаболизме лекарств, в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных смесей. Химическая совместимость и несовместимость лекарственных веществ.
5.2. Задания для СРС во внеучебное время.
Задача № 1. Какой вид равновесия возникает при контакте с водой сульфида железа (III)? Определите константу растворимости сульфида железа (III), если известно, что растворимость этого соединения равна 1 . 10-4 моль/дм3.
Задача № 2. К раствору, содержащему хлорид аммония массой 5,25 г, добавили 40 мл раствора гидроксида натрия с концентрацией 0,5 моль/л. Объем полученного раствора довели дистиллированной водой до 0,5 л. Вычислите рН конечного раствора.
Задача № 3. При приеме препаратов иода иодид-ионы выделяются слезными железами. Для лечения острого конъюктивита используется 2%-ный раствор нитрата серебра (q = 1г/см3). Вычислите концентрацию иодид-ионов, при которой возникает опасность образования кристаллов иодида серебра (прижигающее действие). Кs(AgI) = 8,3.10-17.
Задача № 4. Определите активную кислотность желудочного сока, молярная концентрация эквивалента которого равна 1 . 10-5 моль|дм3: путем расчета н+ и рН.
Задача № 5. Напишите уравнение гидролиза нитрата меди с точки зрения протолитической теории.
Задача № 6. К хлориду кальция массой 1,11 г добавили аммиачный буферный раствор этилендиаминтетраацетата натрия объемом 1 л с концентрацией 0,05 моль/л. вычислите массу кальция, содержащегося виде ионов в таком растворе. Определите, какая часть ионов кальция находится в свободном состоянии, а какая – в связанном виде.
5.3. Задания для самоконтроля подготовки к практическому занятию.
Вариант теста № 1.
Масса соли, введенная в организм при вливании 400 см3 0,89 — ного раствора NaCI (р-ра = 1г/см3) равна:
а) 0,0356;
б) 0,356;
в) 3,56;
г) 3,60.
Вариант теста № 2.
0,89 — ный раствор NaCI является по отношению к плазме крови:
а) гипотоническим;
б) гипертоническим;
в) изотоническим;
г) имеет меньшее значение pH.
Вариант теста № 3.
Величину рН раствора необходимо поддерживать 8,8. Для этого можно использовать:
а) ацетатную буферную систему (рКа=4,76);
б) аммонийную буферную систему (рКа=9,24);
в) фосфатную буферную систему (рКа=7,21).
Вариант теста № 4.
Дано изолированное лигандообменное равновесие [Fe(CN)6]-3 ↔ Fe3+ + 6 CN—. Прочность комплексного соединения характеризуется Кн, выражение для которой:
а) Кн =([Fe3+] ∙ [CN6-]) / [[Fe(CN)6]3-];
б) Кн = [[Fe(CN)6]3-] / ([Fe3+] ∙ [CN6-]);
в) Кн = Fe2+ / ([Fe(CN)6]3- ∙ [CN—]6).
6. Этапы проведения практического занятия.
|
№ |
Название этапа |
Цель этапа |
Время, мин |
|
1 |
2 |
3 |
4 |
|
|
I. Вводная часть занятия. |
10 |
|
|
1. |
Организация занятия |
Проверка присутствующих, их внешнего вида, наличия рабочих тетрадей и лекций. |
5 |
|
2. |
Определение темы, мотивации, целей, задач занятия |
Формирование мотивации данного занятия, значимости его в подготовке провизора. |
5 |
|
|
II. Основная часть занятия. |
140 |
|
|
3. |
Контроль исходных знаний, умений и навыков |
Выявление исходного уровня знаний, умений и навыков, обеспечение единого уровня. |
10 |
|
4. |
Общие и индивидуальные задания для СРС в учебное время. |
Дифференцированное ориентирование студентов к предстоящей работе. |
20 |
|
5. |
Демонстрация методики |
Показать ориентировочную основу действия (ООД) |
10 |
|
6. |
Управляемая СРС в учебное время |
Овладение профессиональным компетенциями, исходя из конкретных целей. |
20 |
|
7. |
Реализация планируемой формы занятия |
Контроль результатов обучения и оценка с помощью дескрипторов |
50 |
|
8. |
Итоговый контроль |
Закрепление приобретённых ЗУН, выявление ошибок и их корректировка |
30 |
|
|
III. Заключительная часть занятия. |
10 |
|
|
9. |
Подведение итогов занятия. |
Оценка деятельности студентов, определение достижения цели занятия |
5 |
|
10. |
Общие и индивидуальные задания на СРС во внеучебное время. |
Указание по самоподготовке студентов к следующему занятию |
5 |
8. Задания для контроля сфомированности компетенций в учебное время.
1. При отравлениях солями свинца (II) в качестве детоксиканта используется кальциевая соль трилона Б (СаН2Тr). Вычислите молярные концентрации 20%-ного раствора нитрата свинца ( = 1,17 г/см3) и раствора трилона Б (С(1/2 (СаН2Тr) = 0,001 моль/дм3).
2. В клинической практике используют физиологический раствор ТИРОДЕ, который имеет состав (в граммах на 1дм3 воды): 8 (NaCI); 0,2 (СаС12); 0,2(КС1); 0,1 (NaHCO3); 0,1 (MgCI2); 0,05 (NaH2PO4); 1 (С6Н12О6). Рассчитайте осмотическое давление этого раствора при 37оС (α 1).
3. Роль ионных взаимодействий в приготовлении и анализе лекарственных веществ (привести примеры). Укажите источники недоброкачественности фармпрепаратов.
4. Укажите роль ионных взаимодействий в анализе лекарственного препарата – 0,9%-ного NaС1.
5. Определите массу NaCl в 1 дм3 сыворотки крови, если известно, что на титрование 2 см3 сыворотки крови израсходовано 1,3 см3 раствора AgNO3 с С(1/1AgNO3) = 0,01 моль/дм3.
6. Протолитические реакции.
а) механизм действия питьевой соды на кислотность желудочного сока.
б) вычислите количество прогидролизовавшегося ацетата натрия , если известно, что рН его водного раствора равна 9.
в) рассчитайте, во сколько раз активная концентрация протонов в крови (рН=7,36) ниже, чем в желудочном соке (рН = 1,85)?
7. Влияние солей на кислотно-основное равновесие. Напишите уравнение гидролиза нитрата железа (III) с точки зрения протолитической теории.
9. Учебно-материальнное обеспечение:
9.1. Обязательная литература:
1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. — М.: Высшая школа, 2005. 42-80, 101-119 с.
2. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия.-М: ГЭОТАР-Медиа, 2007. 62-79, 269-295, 603-648 с.
9.2. Дополнительная литература:
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 1998. с.
2. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Практикум по общей химии. Под редакцией Попкова В.А., Бабкова А.В. – М.: Высшая школа, 2001. с.
3. Немов В.А., Тюрина Е.Ф., Иванова Н.С. Общая химия. Методические разработки для СРС. Ч.1 – Владивосток: ВГМИ, 1988. 76-124 с.
4. Пузаков С.А., Попков В.А., Филиппова А.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высшая школа, 2004. 67-126 с.
5. Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого. – Спб: Химиздат, 2000. 124-147, 173-203, 266-283 с.
6. Тюрина Е.Ф. Химия. Теоретические основы. Вопросы. Тесты. Задачи с решениями.- Владивосток: Медицина ДВ, 2008. 46-53 с.
10. Материальное обеспечение: Набор таблиц, калькулятор.
Оценивание уровня сформированности компетенций обучающихся проводится по бально-рейтинговой системе.
