Работы и презентации
материал по химии (10, 11 класс) на тему

Слайд 1

Белки.

Слайд 2

«Жизнь – это форма существования белковых тел ». Цель: 1. Расшир ить знани я о белках как природных полимерах. 2. Знакомство с составом, строением, свойствами и функциями белков.

Слайд 3

Какие атомы входят в состав белков? Какой ученый и как объяснил строение белков? Определение белков. Как подразделяются белки? Какие структуры может иметь белок, как можно охарактеризовать каждую структуру, тип связи в каждой структуре. Функции белков. Химические свойства белков Значение белков.

Слайд 4

Белки Жизнь – это форма существования белковых тел Белок – это мышци, соединительные ткани (сухожилия, связки, хрящи). Белковые молекулы включены в состав костной ткани. Из особых форм белка сотканы волосы, ногти, зубы, кожный покров. Из белковых молекул образуются отдельные очень важные гормоны, от которых зависит здоровье. Большинство ферментов также включают белковые фрагменты, а от ферментов зависит качество и интенсивность происходящих в организме физиологических и биохимических процессов. Содержание белков в различных тканях человека неодинаково. Так, мышцы содержат до 80% белка, селезенка, кровь, легкие – 72%, кожа – 63%, печень – 57%, мозг – 15%, жировая ткань, костная и ткань зубов – 14–28%.

Слайд 5

В состав белков входят: Гемоглобин - С 3032 H 4816 O 872 N 780 S 8 Fe 4 Mr белка яйца = 36 000, Mr белка мышц = 1 500 000. железо другие элементы фосфор сера азот кислород водород углерод

Слайд 6

Строение белков В начале 20 века Э.Фишер в результате гидролиза белковых молекул получил смесь аминокислот и выдвинул полипептидную теорию. H 2 N – CH – CO ОН + Н – N – CH - COOH → │ │ │ CH 3 H CH 3 аланин аланин H 2 N – CH – C – N – CH – COOH + Н2О │ ║ | │ CH 3 О Н CH 3 дипептид

Слайд 7

БЕЛКИ - это высокомолекулярные азотсодержащие органические вещества, структурным компонентом которых являются α - аминокислоты, связанные пептидными связями. В состав белков входит 20 различных аминокислот. Кроме понятия «белок», в химии встречается термины « ПЕПТИД » и « ПОЛИПЕПТИД ». Белки подразделяют на протеины (простые белки) и протеиды (сложные белки).

Слайд 8

СТРУКТУРА БЕЛКОВ ■ Первичная структура - последовательность чередования аминокислотных остатков ( связи пептидные ) ( линейная цепь)

Слайд 9

■ Вторичная структура – форма полипептидной цепи в пространстве. Белковая цепь закручена в спираль (за счет множества водородных связей) (спираль)

Слайд 10

Третичная структура – реальная трехмерная конфигурация, которую принимает в пространстве закрученная спираль (за счет гидрофобных связей), у некоторых белков – S–S-связи (бисульфидные связи) (клубок)

Слайд 11

Четвертичная структура – соединенные друг с другом макромолекулы белков образуют комплекс. (Несколько цепей)

Слайд 13

ФУНКЦИИ БЕЛКОВ Строительная – белки участвуют в образовании оболочки клетки, органоидов и мембран клетки. Из белков построены кровеносные сосуды, сухожилия, волосы Каталитическая – все клеточные катализаторы – белки (активные центры фермента). Двигательная – сократительные белки вызывают всякое движение. Транспортная – белок крови гемоглобин присоединяет кислород и разносит его по всем тканям. Защитная – выработка белковых тел и антител для обезвреживания чужеродных веществ. Энергетическая – 1 г белка эквивалентен 17,6 кДж. Рецепторная – реакция на внешний раздражитель.

Слайд 14

Химические свойства белков 1. Гидролиз белков Гидролиз белков сводится к расщеплению полипептидных связей:

Слайд 15

2. Денатурация белков Денатурация – нарушение природной структуры белка под действием нагревания и химических реагентов. а) высокая или низкая температура б) механическое воздействие; в) облучение; г) яды; д) действие спирта; б) действие солей тяжелых металлов ( Pb, Hg и др.)

Слайд 16

3. Цветные качественные реакции белков а) Биуретовая реакция ( Cu(OH) 2 ) ; б) ксантопротеиновая реакция (HNO 3 конц. ) ; в) взаимодействие белка с ацетатом свинца при нагревании. г) горение белка

Слайд 17

Превращения белков в организме

Слайд 18

Значение белков Отдельные белки находят применение в народном хозяйстве, например белки шерсти, шелка, кожи и рогов животных. Выяснение структуры белков, их многообразных функций в организме позволяет понять механизм наследственности, что в свою очередь, имеет большое значение для выведения высокопродуктивных пород животных и сортов растений. Изучение белков важно и для выяснения природы заболеваний, наблюдаемых у человека и животных

Слайд 1

Государственное бюджетное образовательное учреждение с реднего профессионального образования города Москвы «Медицинское училище № 8 Департамента здравоохранения города Москвы» (ГБОУ СПО «МУ № 8 ДЗМ») ОЛИМПИАДА по учебной дисциплине Химия Специальность 34.02.01- Сестринское дело 2015 год

Слайд 2

2

Слайд 3

3

Слайд 4

4

Слайд 5

5

Слайд 6

6

Слайд 7

7

Слайд 8

8

Слайд 9

9

Слайд 10

10

Слайд 11

11

Слайд 12

12

Слайд 13

13

Слайд 14

14

Слайд 15

15

Слайд 1

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Государственное бюджетное образовательное учреждение среднего профессионального образования города Москвы Медицинское училище № 8 Департамента здравоохранения города Москвы (ГБОУ СПО МУ № 8 ДЗМ) Совместная работа: преподаватель химии Смирнова И.В. студентка 302 учебной группы Алиева З.Ф. Студентка 204 учебной группы Склярова Н.В. Москва, 2015

Слайд 2

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ - это обменная реакция между растворимой в воде солью и водой, в результате чего происходит смещение химического равновесия процесса диссоциации воды вправо Н 2 О ↔ Н + + ОН - , поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + и ОН - , и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Слайд 3

2 ОСНОВНЫЕ СТАДИИ ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ Электролитическая диссоциация соли на катионы и анионы. 2) Реакция обмена между ионами соли и молекулой воды.

Слайд 4

Реакция обмена – это реакция между двумя сложными веществами, при протекании которых их молекулы обмениваются своими составными частями. Электролитическая диссоциация – распад электролита на катионы и анионы под действием полярного растворителя. Электролиты – это вещества растворы, расплавы которых проводят электрический ток. Соли – электролиты, образующие при диссоциации катионы Ме + (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Слайд 5

ВЕЩЕСТВА ЭЛЕКТРОЛИТЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ Растворы или расплавы кислот, щелочей, солей. Неполярные соединения, растворы спирта, сахара, некоторых газов: Cl 2 , O 2 Вещества, распадающиеся на ионы под действием полярных молекул растворителя или температуры называются ЭЛЕКТРОЛИТАМИ α = α – степень диссоциации электролита n – число молекул электролита, распавшегося на ионы N – общее число растворенных молекул электролита N ___ n . 100% Сила электролита слабый средний сильный α , % в 0,1 м растворе 0-3 3-30 30-100 Примеры NH 4 OH, H 2 CO 3 , H 2 S H 3 PO 4 , H 2 SO 3 HCl, H 2 SO 4 , NaOH, NaCl

Слайд 6

КИСЛОТЫ – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы Н + HX H + Х ОДНООСНОВНЫЕ HCl , HNO 3 ДВУХОСНОВНЫЕ H 2 S, H 2 SO 4 ТРЕХОСНОВНЫЕ H 3 PO 4 Общая схема диссоциации кислоты Н х А с на примере: х=3 Н х А с ↔Н + +Н 2 А с - H 3 PO 4 ↔ Н + + H 2 PO 4 - ( I ступень) Н 2 А с - ↔ Н + +НА с - - H 2 PO 4 - ↔ Н + + HPO 4 - - ( II ступень) НА с - - ↔ Н + +А с - - - HPO 4 - - ↔ Н + + PO 4 - - - ( III ступень) α 1 ˃ α 2 ˃α 3 + -

Слайд 7

ОСНОВАНИЯ – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-анион ОН - ХОН Х + ОН + - ОДНОКИСЛОТНЫЕ NaOH ДВУХКИСЛОТНЫЕ Ca(OH) 2 ТРЕХКИСЛОТНЫЕ Fe(OH) 3 Общая схема диссоциации основания Ме (ОН) х на примере: х=3 Ме (ОН) 3 ↔ Ме (ОН) 2 + + OH - Fe(OH) 3 ↔ [Fe(OH) 2 ] + +OH - Ме (ОН) 2 + ↔ МеОН + + + OH - [Fe(OH) 2 ] + ↔ FeOH ++ + OH - МеОН + + ↔ Ме + ++ + OH - FeOH ++ ↔ Fe +++ + OH - α 1 ˃ α 2 ˃α 3

Слайд 8

Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Ряд анионов, расположенных по увеличению степени гидролиза от F - до SiO 4 4- F - → HF − NO 2 - → HNO 2 − CH 3 COO - → CH 3 COOH − HCO 3 - → H 2 CO 3 − CrO 4 2- → HCrO 4 - − HS - →H 2 S − SO 3 2 - →HSO 3 - − HPO 4 2- → H 2 PO 4 - − ClO - → HClO − CN - → HCN − CO 3 2- → HCO 3 - − PO 4 3 - → HPO 4 2- − S 2- →HS - − SiO 4 4- →H 4 SiO 4 Ряд катионов, расположенных по увеличению степени гидролиза Ni 2+ − La 3+ − Mn 2+ − NH 4+ − Co 2+ − Zn 2+ − Cd 2+ − Cu 2+ − Fe 2+ − Pb 2+ − Al 3+ − Cr 3+ − Fe 3+

Слайд 9

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н + и гидроксид-анионы ОН - , т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания. Х + ОН ХОН = НХО Н + ХО + - + - Ме – О – [ Н Амфотерные соединения Ме (ОН) х х=2,3,4 Общая схема диссоциации амфотерного гидроксида на примере: х=2 2Н + +МеО 2 2- ↔ Н 2 МеО 2 ↔ Ме (ОН) 2 ↔ Ме 2+ +2ОН - по типу кислоты по типу основания точнее [Me(OH) 4 ] 2- 2Н + + ZnO 2 2- ↔ Н 2 Zn О 2 ↔ Zn (ОН) 2 ↔Zn 2+ +2ОН - точнее [Zn(OH) 4 ] 2-

Слайд 10

СОЛИ – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков. Х Y X + Y Соль – продукт реакции нейтрализации основания кислотой. + -

Слайд 11

Разные соотношения основания и кислоты образуют соли различного состава: 1) средние Ме х (Ас) у AI 2 (SO 4 ) 3 2AI + 3SO 4 3+ 2- 2) кислые МеНАс NaH 2 PO 4 Na + H 2 PO 4 + - 3) основные [ MeOH ] Ac Fe(OH) 2 Cl Fe(OH) 2 + Cl + -

Слайд 12

кислые средние основные МеНАс Ме х (Ас) у [ MeOH ] Ac МеНАс ↔ Ме + +НАс - Ме х (Ас) у ↔ x Me +y + y Ac -x MeOHAc↔MeOH + +Ac - NaHCO 3 ↔Na + +HCO 3 - Na 3 PO 4 ↔3Na + +PO 4 3- MgOHCl↔MgOH + + Cl - Н Н ОН ОН + + - - О б щ а я с х е м а д и с с о ц и а ц и и с о л и СОЛИ

Слайд 13

АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЯ ГИДРОЛИЗА Записать формулу соли: FeCl 2 , Na 2 S, NH 4 NO 2 Определить тип соли: каким по силе основанием и какой по силе кислотой образована данная соль: Fe(OH) 2 – слабое основание NaOH – сильное основание HCl – сильная кислота H 2 S – слабая кислота NH 4 OH – слабое основание HNO 2 – слабая кислота FeCl 2 Na 2 S NH 4 NO 2

Слайд 14

Выписать формулу иона слабого электролита и написать уравнение взаимодействия его с одной молекулой воды (реакция обмена): NH 4 + + HOH ↔NH 4 OH+H + NO 2 - + HOH ↔HNO 2 +OH - 2- Fe 2+ + HOH ↔FeOH + + H + S+HOH ↔ HS - + OH - сокращенное ионное уравнение сокращенные ионные уравнения сокращенное ионное уравнение

Слайд 15

Определить тип среды образовавшегося водного раствора: Fe 2+ + HOH↔FeOH + + H + кислая среда рН <7 S 2- +HOH↔HS - + OH - щелочная среда рН > 7 NH 4 + + HOH↔NH 4 OH + NO 2 - + HOH↔ HNO 2 + с лабокислая среда рН ≈7 Т.к. α ( HNO 2 )> α (NH 4 OH) – среда слабокислая, рН <7 Н ОН + -

Слайд 16

5. Написать полное ионное уравнение на основании сокращенного ионного уравнения: Fe 2+ + 2Cl - + HOH↔ FeOH + +H + + 2Cl - 2Na + + S 2- + HOH ↔ 2Na + +HS - + OH - NH 4 + + NO 2 - + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 2 6. Написать молекулярное уравнение на основании полного ионного уравнения: FeCl 2 +HOH ↔ FeOHCl Na 2 S+HOH ↔ NaHS+NaOH NH 4 NO 2 +HOH ↔NH 4 OH+HNO 2

Слайд 17

FeSO 4 - соль, образованная слабым основанием Fe(OH) 2 и сильной кислотой H 2 SO 4 Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + +H + среда кислая Fe 2+ + SO 4 2- + HOH ↔ FeOH + +H + +SO 4 2- Т.к. число катионов не соответствуют числу анионов, мы умножаем обе части уравнения на 2: 2 Fe 2+ + 2 SO 4 2- + 2 HOH ↔ 2 FeOH + + 2 H + + 2 SO 4 2 2 Fe 2+ + 2 HOH ↔ ( FeOH ) 2 SO 4 + H 2 SO 4 Пример: FeSO 4 +HOH ↔

Слайд 18

ВНИМАНИЕ! Многозарядные ионы гидролизуются ступенчато, причем на каждой ступени расходуется только одна молекула воды. По последней ступени для большинства солей гидролиз самопроизвольно не идет. Каждая ступень гидролиза идет в условиях отличных от условий других ступеней. Суммарное уравнение гидролиза не записывают.

Слайд 19

К 2 СО 3 образована сильным основанием КОН и слабой кислотой Н 2 СО 3 СО 3 2- + НОН ↔ НСО 3 - + ОН - 2К + +СО 3 2- +НОН ↔ НСО 3 - + ОН - + 2К + К 2 СО 3 + НОН ↔ КНСО 3 + КОН – I ступень НСО 3 - + НОН ↔ СО 2 ↑ + Н 2 О + ОН - КНСО 3 + НОН ↔ КОН + Н 2 О + CO 2 ↑ – II ступень К 2 СО 3 + НОН

Слайд 20

Fe 3+ + HOH Fe(NO 3 ) 3 – соль, образованная слабым основанием Fe(OH) 3 и сильной кислотой HNO 3 Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ +H + Fe 3+ + 3NO 3 - + HOH ↔ FeOH 2+ + H + +3NO 3 - Fe (NO 3 ) 3 + HOH ↔ Fe OH(NO 3 ) 2 +HNO 3 Fe(OH) 2+ +HOH ↔ [Fe(OH) 2 ] + +H + Fe OH(NO 3 ) 2 + HOH ↔ [Fe(OH) 2 ]NO 3 + HNO 3 [Fe(OH) 2 ] + + НОН ↔ Fe(OH) 3 + H + [Fe(OH) 2 ]NO 3 + HOH ↔ Fe(OH) 3 + HNO 3 - l ступень – II ступень – III ступень

Слайд 21

Необратимый (полный) гидролиз протекает если: соли образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Al 3+ SO 3 2- S 2- CO 3 2- Cr 3 + Такие соли не могут существовать в водных растворах. Al 2 S 3 + 6HOH = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑ Cr 2 (SO 3 ) 3 + 6HOH = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3SO 2 ↑ + 3H 2 O Al(CO 3 ) 3 + 6HOH = 2Al(OH) 3 + 3CO 2 ↑ + 3H 2 O Fe 2 (CO 3 ) 3 Fe(OH) 3 ↓ CO 2 ↑+H 2 O (NH 4 ) 2 SiO 3 NH 3 ↑ SiO 2 ↑∙ H 2 O↓(H 2 SiO 3 )

Слайд 22

смешали растворы соды и соли любого двухвалентного металла, гидролизованного по катиону ВНИМАНИЕ! Образуется основной карбонат металла. 2 CuCl 2 + 2Na 2 CO 3 +H 2 O = ( CuOH ) 2 CO 3 ↓+ CO 2 ↑ + 4NaCl смешали растворы трехвалентных металлов, гидролизованных по аниону. ВНИМАНИЕ! Образуется нерастворимый основной гидроксид (основание). 2 FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 ↑ + 6KCl Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑ + 3K 2 SO 4 2Al(NO 3 ) 3 + 3K 2 SO 3 +3H 2 O =2Al(OH) 3 ↓+3SO 2 ↑+ 6KNO 3

Слайд 23

Механизм полного гидролиза: FeCl 3 – соль, образованная слабым основанием Fe(OH) 3 и сильной кислотой HCl Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H + K 2 CO 3 – соль, образованная слабой кислотой H 2 CO 3 и сильным основанием KOH CO 3 2- + HOH ↔ HCO 3 - + OH - H + + HCO 3 - = H 2 O + CO 2 ↑ FeOH 2 + + OH - = [Fe(OH) 2 ] + [Fe(OH) 2 ] + + OH - = Fe(OH) 3 ↓ H + + OH - = H 2 O Происходит взаимное усиление гидролиза соли слабого основания и соли слабой кислоты; протекает полный гидролиз.

Слайд 24

Взаимодействие металлов с растворами гидролизующихся солей может вызвать протекание следующих реакций : гидролиз солей взаимодействие металла с продуктами гидролиза – кислотой или щелочью вытеснение менее активного металла более активным

Слайд 25

Соли, гидролизующиеся по катиону: AlCl 3 + Zn Zn – металл, расположенный в ряду напряжений металлов до водорода, но он менее активен, чем металл соли. AlCl 3 – соль, образованная слабым основанием Al(OH) 3 и сильной кислотой HCl AlCl 3 + HOH ↔ AlOHCl 2 + HCl Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ↑ AlCl 3 + Zn + H 2 O = AlOHCL 2 + ZnCl 2 + H 2 ↑ FeCl 2 + Mg Mg – металл, расположенный в ряду напряжений металлов до водорода, но он более активен, чем металл соли. FeCl 2 – соль, образованная слабым основанием Fe(OH) 2 и сильной кислотой HCl FeCl 2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 ↑ FeCl 2 + Mg = Fe + MgCl 2 3FeCl 2 + 2Mg + 2H 2 O= 2FeOHCl + 2MgCl 2 + Fe + H 2 ↑

Слайд 26

Соли, гидролизующиеся по аниону: Na 2 CO 3 + Al Al – металл, расположенный в ряду напряжений металлов до водорода, но он менее активен, чем металл соли; он образует амфотерные оксиды и гидроксиды . Na 2 CO 3 – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой H 2 CO 3 Na 2 CO 3 + HOH↔NaHCO 3 + NaOH 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑ Химическое равновесие смещено влево. Реакция среды - щелочная, рН > 7.

Слайд 27

ВЫВОДЫ: При составлении уравнений реакций металлов с растворами солей необходимо учитывать: возможности рассматриваемой соли; среду раствора в результате гидролиза; местоположение металлов в электрохимическом ряду напряжений металлов относительно водорода, но и металла соли; способность металла образовывать амфотерные оксиды и гидроксиды .

Слайд 1

ПЕРВОЕ ПОЛОЖЕНИЕ ТЕОРИИ А.М. Бутлерова Атомы в молекулах органических веществ соединяются последовательно в соответствии с их валентностью.

Слайд 2

ВАЛЕНТНОСТЬ это число химических связей, которое образует атом. АТОМ УГЛЕРОДА В ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЯХ МОЖЕТ НАХОДИТСЯ В ТРЕХ ВАЛЕНТНЫХ СОСТОЯНИЯХ: ПЕРВОЕ: Атом углерода соединен с четырьмя атомами, образует четыре δ-связи . ВТОРОЕ: Атом углерода соединен с тремя атомами, образует три δ-связи и одну π-связь . ТРЕТЬЕ: Атом углерода соединен с двумя атомами, образует две δ-связи и две π-связи .

Слайд 3

ОСНОВНОЕ СОСТОЯНИЕ «С» ВАЛЕНТНОСТЬ II ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ «С» ВАЛЕНТНОСТЬ IV

Слайд 4

УГЛЕВОДОРОДЫ (УВ) Это простейшие органические вещества, молекулы которых состоят из атомов только двух элементов: «Н» и «С». Например: СН₄ ; С₂Н₆ и т.д.

Слайд 5

ПРОИЗВОДНЫЕ УГЛЕВОДОРОДОВ Это продукты замещения атомов «Н» в молекуле УВ на другие атомы и ли группу атомов

Слайд 6

ПРОИЗВОДНЫЕ МЕТАНА

Слайд 7

ВИДЫ УГЛЕРОДНЫХ ЦЕПЕЙ ПРЯМЫЕ РАЗВЕТВЛЕННЫЕ ЗАМКНУТЫЕ В ЦИКЛЫ

Слайд 8

КЛАССИФИКАЦИЯ ПЕРВИЧНЫЙ АТОМ «С» - -углерод, который соединяется в УЦ с одним атомом углерода -ПЕРВИЧНЫЙ ВТОРИЧНЫЙ АТОМ «С» - - углерод , который соединяется в УЦ с двумя атомами углерода -ВТОРИЧНЫЙ ТРЕТИЧНЫЙ АТОМ «С» - углерод, который соединяется в УЦ с тремя атомами углерода -ТРЕТИЧНЫЙ ЧЕТВЕРТИЧНЫЙ АТОМ «С» – углерод, который соединяется в УЦ с четырьмя атомами углерода -ЧЕТВЕРТИЧНЫЙ