химия Вайс 2. В. Ф. ВойноЯсенецкого Министерства здравоохранения России Кафедра биохимии с курсами медицинской, фармацевтической и токсикологической химии Вайс Е. Ф., Салмина А. Б. Общая и неорганическая химия Учебное пособие
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
Тестовый контроль по теме: «Растворы»
1) СаС12 2) ZnCI2 3) Ba(NO3)2 4) Ca(HCO3)2 Правильный ответ: 4)
1) NaNO3 2) Ca(OH)2 3) Ca3(PO4)2 4) Na2HPO4 Правильный ответ: 3)
1) СаС12 2) Na2SO4 3) Ca(CH3COO)2 4) CaBr2 Правильный ответ: 3)
1) Н++ ОН-→ 2) Н3О++ОН- -→ 3) SO2+H2O-→ 4) Na2S + HOH-→ Правильный ответ: 2)
1) Cu + HCI -→ 2) Cu + HNO3 3) SiO2 + H2O 4) C + H2SO4 Правильный ответ: 3)
1) 10-7 моль/л 2) 10-12 моль/л 3) 10-2 моль/л 4) 10-6 моль/л Правильный ответ: 2
1) [H+]=10-3 моль/л 2) [H+]=10-9 моль/л 3) [H+]=10-7 моль/л 4) [H+]=10-13 моль/л Правильный ответ: а)
1) 2 2) 12 3) 7 4) 0,01 Правильный ответ: 2)
1) 7 2) 3 3) 8 4) 7,35 Правильный ответ: 4)
1) 7 2) 6,4 3) 8 4) 7,8 5 Правильный ответ: 1) Экспериментальная работа Метод нейтрализации и его применение в медико-санитарной практике Кислотно-основного титрования позволяет определять в исследуемых объектах содержание кислых и основных продуктов. Так, в санитарно-гигиенической практике этим методом определяют кислотность и щелочность многих пищевых продуктов, питьевых и сточных вод. В клинической практике кислотно0основное титрование используют для определения кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, спинно-мозговой жидкости, мочи и других биологических жидкостей. Этот метод широко используется в фармацевтической химии при анализе лекарственных веществ, установления доброкачественности продуктов питания (например, молоко). Большое значение имеет рассматриваемый метод и при санитарно-гигиенической оценке объектов окружающей среды. Промышленные стоки могут содержать или кислые, или щелочные продукты. Закисление или защелачивание природных водоемов и почвы приводит порой к нарушениям экологии, в связи с чем контроль кислотно-основного баланса весьма важен. Метод нетрализации Краткое описание метода нейтрализации сводится к следующим моментам: а) реакция В основе метода лежит реакция взаимодействия Н+ + ОН-→Н2О. б) Определяемые вещества: кислоты: сильные и слабые; основания: сильные и слабые; соли, подвергающиеся гидролизу. в) Титранты: Сильные кислоты (соляная,серная) с концентрацией от 0,01 до 1,0 моль/л используются для определения концентрации оснований и солей, гидролизующихся по аниону. Сильные основания: (NaOH. KOH) с концентрацией от 0,01 до 1,0 моль/л используются для определения концентраций кислот и солей, гидролизующихся по катиону. Приготовление рабочего раствора Чаще всего титранты для метода нейтрализации готовят из фиксаналов. Иногда растворы сильных кислот готовят разбавлением концентрированного раствора кислоты, а растворы сильных оснований, растворением навески твердой щелочи. Последние способы приготовления растворов, требуют экспериментального уточнения концентрации приготовленного титранта с использованием установочных (исходных) веществ. Для титрантов кислот, в качестве установочных веществ, используют соду Na2CO3 или буру Na2B4O7·10 H2O. Для титрантов щелочей – щавелевую кислоту (H2C2O4·2H2O). г) Индикаторы Реакция между кислотами и основаниями не сопровождается, как правило какими-либо внешними эффектами, поэтому для фиксирования точки эквивалентности приходится использовать специальные вещества –индикаторы. Кислотно-основные индикаторы это, слабые кислоты или основания, степень ионизации которых определяется концентрацией [Н+] ионов в растворе. R+ + OH- ↔ ROH ↔RO- + H+ Молекулярная HInd и ионная Ind- формы индикатора имеют разные окраски. Таким образом, концентрация ионов Н+ влияет на соотношение концентрации HInd и Ind- что, в свою очередь, определяет характер или яркость окраски. Для характеристики кислотности растворов в химии широко пользуются водородным показателем, рН- отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации [Н+]. рН= lg [Н+]. В кислых расвторах рН<7, в щелочных рН>7, в нейтральных рН=7. Все индикаторы изменяют свою окраску не скачкообразно, а плавно, т.е. в определенном интервале значений рН, называемом интервалом перехода. Поскольку индикаторы как кислоты или основания отличаются друг от друга по силе, они имеют разные интервалы перехода (см. табл.). Таблица 1.
Для определения индикатора необходимо:
Задача № 1. На титрование 10 мл NH4OH затрачено 5 мл 0,1 э раствора HCI. Кд NH4OH =1,77·10-5. Вычислить Сэ NH4OH, выбрать индикатор. Решение NH4OH + HCI. ↔ NH4CI.+ H2O NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+, среда кислая. Точное значение рН рассчитывается по следующей формуле: pH = 7 + Рсоли- Р к-ты/ 2 , где Р = - lg Для соли NH4CI; Р Ка= - lg 1,77·10-5=4,75 Pсоли=-lg1/2исходной концентрации=-lg 0,05=1,301 pH среды в момент эквивалентности: рН=7 + 1,301 -4,75 /2 = 5,27 Для определения подходит индикатор метилрот,т.к. интервал перехода окраски у последнего лежит в пределах рН 4,2 – 6,3. Пример 2. СН3СООН + NaOH ↔ СН3СООNa + NaHCO3 СН3СОО- +HOH ↔ HCO3- + OH-, pH>7 Точное значение рН этой соли рассчитывается по формуле: рН= 7 + pKa – pCсоли / 2, pH=8-10 Пример 3. NH4OH + HCI ↔ NH4CI + H2O, NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+, pH = 4-6 При наличии в растворе двух кислот, значительно отличающихся по силе, фиксируются две точки эквивалентности и используются два индикатора. Лабораторная работа «Приготовление раствора Na2CO3 и уточнение его концентрации» Цель работы: Освоить приемы титрования и определить точную концентрацию приготовленного раствора соды из 3,65 % раствора по титрованному раствору соляной кислоты. Реактивы и оборудование: 1. Бюретки, пипетки, колбы для титрования 2. Индикатор- метилоранж. 3. 0,1 э раствор соляной кислоты. Порядок выполнения:
Рассчитать V соды, который необходимо отмерить для приготовления 0,1 э раствора.
Экспериментальные данные, полученные при титровании Таблица 2.
Обработка экспериментальных данных:
C э HCI· V HCI = Cэ Na2CO3 · V Na2CO3
Контрольные вопросы для защиты лабораторной работы: 1. Какой закон лежит в основе титриметрического анализа? Привелите его математическую запись. 2. Какие существуют способы приготовления растворов? 3. Какие электролиты относятся к сильным, какие к слабым? Напишите уравнения реакций в молекулярно-ионной форме:
4. Что такое водородный показатель? 5.Какие вещества относяися к кислотно-основным индикаторам? В чем заключается сущность их действия? 6.Что называется областью перехода окраски индикатора? 7. Какие соли подвергаются гидролизу? Напишите молекулярно-ионные уравнения реакций гидролиза следующих солей: K2CO3, NH4CI, K3PO4. 8. Что называется точкой эквивалентности? Для чего применяются индикаторы в объемном анализе? 9. Концентрацию, каких веществ можно определить с помощью метода нейтрализации? 10. Что необходимо сделать для выбора индикатора в методе нейтрализации? 3.5. ГЕТЕРОГЕННЫЕ РЕАКЦИИ. Условия образования осадков. ПР. Методы осаждения. Аргентометрия. Основные положения теории гетерогенных равновесий в растворах позволяют понять сущность процессов образования и растворения осадков в условиях живого организма. Такие как: формирование неорганического вещества костной ткани; действие кальциевого буфера, физико-механические процессы, лежащие в основе некоторых болезней (рахит, подагра, мочекаменная болезнь и др.); найти способы диагностики и лечения этих заболеваний. В клинических и фармацевтических лабораториях используют методы, в основе которых лежит реакция осаждения (например: аргентометрия) для определения: - хлоридов в биологических жидкостях, - анализа питьевых и сточных вод, - анализа качества фармацевтических препаратов. Реакции осаждения – это обменные реакции, идущие с образованием осадка. Например, при смешивании растворов хлорида бария и сульфата натрия выпадает осадок сульфата бария: BaCI2 + Na2SO4 ↔ BaSO4↓+ 2NaCI Или в ионном виде: Ba2+(р)+ SO42 – (р)↔BaSO4↓ Так как, BaSO4 выпадает в осадок, и в обратной реакции не участвует. Равновесие этого процесса сильно смещено вправо, и реакция идет до конца (∆G =-60 кДж/моль). Если эту соль сульфата бария поместить в стакан с водой начнется процесс растворения, механизм которого можно представить так: ионы Ba2+ и SO42-, составляющие поверхностный слой кристаллической решетки сульфата бария, будут притягивать молекулы воды и, взаимодействуя с ними, начнут переходить в раствор в виде гидратированных ионов. Последние, по мере накопления, будут сталкиваться с поверхностью кристаллов осадка и, испытывая притяжение со стороны противоположно заряженных ионов осадка, будут дегидратироваться и осаждаться. Следовательно, процесс растворения – обратимый процесс, сопровождающийся процессом осаждения: BaSO4↓↔ Ba2+(р)+ SO42-(р) Характерной особенностью процессов, протекающих в гетерогенной системе, является то, что столкновение между ионами растворенного вещества и кристаллами осадка происходит лишь на поверхности раздела фаз, а не в толще осадка. Скорость осаждения ионов пропорциональна поверхности твердой фазы, концентрации и скорости движения ионов в растворе. Так как, поверхность твердой фазы величина постоянная, то скорость осаждения будет определяться концентрацией ионов: V= k[Ba2+]·[ SO42-] При установившемся равновесии скорость осаждения равна скорости растворения: Vр = Vо; Кравн.= К1/ К 2= ПР = [Ba2+]·[ SO42-], где К1 и К2 –константы скорости реакций, прямой и обратной, величины постоянные, т.е.при постоянной температуре ПР –произведение растворимости – есть величина постоянная, характерная для каждого вещества. Произведение растворимости осадка равно произведению молярных концентраций ионов, взятых в степенях, равных соответствующим коэффициентам, например: ПР Pb3(PO4)2 = [Pb2+]3·[PO4 3-]2. ПР позволяет по концентрациям реагирующих веществ, рассчитать возможность образования и растворения осадков, например, если сливаем раствор соли свинца с любым растворимым хлоридом. При этом образуется малорастворимое соединение PbCI2. Однако, не всегда выпадает осадок, все зависит от произведения концентраций ионов [Pb2+] и [С1-]2 в растворе и величины ПР (табличное значение произведения растворимости данной соли). Для PbCI2 ПР равна 1,6·10-5. Если произведение действующих концентраций ионов свинца и хлора будут равны или превышать это значение, то осадок выпадет, если меньше ПР, осадок PbCI2 образовываться не будет. Произведение растворимостей некоторых электролитов Таблица 3.
Пример 1. Выпадет ли осадок при смешивании 0,05 м раствора Pb(CH3COO)2 c 0,5 м раствором КС1, если взять равные объемы электролитов? Решение Концентрация ионов после смешения будут равны: [Pb2+]= 0,05/2 = 2,5·10-2 моль/л [С1-]= 0,5/2 = 2,5·10-1 моль/л Произведение концентрации ионов равно: ПР PbCI2=[Pb2+]·[С1-]= 2,5·10-2(2,5·10-1)2= 1,56·10-3 Полученная величина почти в 100 раз превышает величину ПР – осадок выпадет. Методы осаждения Методы объемного анализа, основанные на применении реакций, сопровождающихся выпадением осадка. Этот метод одним из первых в начале прошлого века применил Гей-Люссак для количественного определения ионов хлора. Титрование он считал законченным, когда новые капли AgNO3 больше не вызывали образования осадка. Этот метод так и называется метод Гей-Люссака. В настоящее время этот метод усовершенствован (более совершенен способ установления точки эквивалентности, с помощью индикаторов). Основными методами, применяемыми в аналитической химии, являются метод Мора и метод Фольгарда. Метод Мора Рабочими растворами этого метода являются AgNO3 или NaCI. Точка эквивалентности определяется с помощью индикатора 10% раствора K2CrO4. 2Ag+ + CrO42-→ Ag2CrO4↓ кирпично-красный Т.к. осадок, хорошо растворим в кислотах, все определения, выполняемые этим методом, следует проводить в нейтральной или очень слабой кислотно-щелочной среде. В сильно щелочной среде выпадает осадок оксида серебра: 2Ag+ + 2ОН- = Ag2O↓ + H2O Это ограничивает применение этого метода, а определения не дают точных результатов. Метод Фольгарда Рабочие растворы AgNO3 и роданид аммония или калия. Индикатором служат ионы Fe3+, которые с избытком NCS -образуют роданид железа, окрашенный в кроваво-красный цвет: Fe3+ + 6 NCS- → [Fe (NCS) 6]3- В качестве индикатора удобнее всего применять железоаммонийные квасцы FeNH4(SO4)2·24H2O, которые из всех солей Fe3+ в наименьшей степени подвергаются гидролизу. Роданиды аммония и калия очень гигроскопичны, поэтому тоже требуется уточнение титра. Уточнение проводят по раствору AgNO3. Метод Фольгарда применяется в нейтральной и кислой среде. Задача 1. Выпадет ли осадок при смешении 0,05 м раствора Pb(CH3COO)2 c 0,5 м раствором КС1, если взять равные объемы электролитов? Решение Концентрация ионов после смешения будут равны: [Pb2+]= 0,05 /2 = 2,5·10-2 моль/л [С1-]= 0,5 /2= 0,25·10-1 моль/л Произведение концентрации ионов равно: ПР PbCI2= [Pb2+]·[С1-]= 2,5·10-2(0,25·10-1)2 =1,5·10-5. Полученная величина меньше табличного значения ПР - осадок не выпадет. Лабораторная работа Определение хлоридов в биологической жидкости методом Фольгарда Реактивы и оборудование: 1.Титрованный раствор AgNO3. 2. Титрованный раствор KNCS или NH4NCS. 3. Железоаммиачные квасцы NH4Fe(SO4)2·12 H2O. 4. Раствор NaCI или биологическая жидкость. 5. Бюретки, пипетки, колбы для титрования. Экспериментальная часть Определение содержания NaCI в биологической жидкости проводится методом обратного титрования. Каждому студенту выдается колба с определенным количеством анализируемой биологической жидкостью. Порядок выполнения работы Бюретку заполнить титрованным раствором KNCS . К полученному для анализа раствору биологической жидкости содержащей NaCI , добавить 10 мл (точно отмеренного пипеткой) титрованного раствора AgNO3. Перемешав, добавить 6-8 капель индикатора (железоаммиачных квасцов) и снова перемешать. Когда осадок осядет на дно колбы, а жидкость над ним станет прозрачной, избыток AgNO3 аккуратно (не взмучивая осадок) оттитровать раствором тиоцианата калия до появления бледно-розовой окраски раствора. Объем, пошедший на титрование, записать в журнал. В ходе анализа протекают следующие реакции: NaCI + AgNO3 → AgCI↓ + Na NO3 AgNO3 + KNCS → Ag NCS↓ + K NO3 NH4 Fe(SO4)2 + 6 KNCS → K3[Fe(NCS)6] + K2SO4 +NH4KSO4 Пример расчета количества NaCI Допустим, что к анализируемому раствору прибавлено 20 мл 0,020 э раствора AgNO3. На обратное титрование пошло 5,0 мл 0,022 э раствора KNCS. Определить содержание NaCI (в граммах) в растворе.
V AgNO3 = Cэ KNCS· V KNCS / Сэ AgNO3 = 5,0·0,022 /0,020 = 5,5 мл 2. На реакцию с NaCI израсходовано раствора AgNO3 V AgNO3 = 20 – 5,5 = 14,5 (мл) Расчет количества NaCI (3 способа) 1-ый способ: М1/z (NaCI) - М1/z (AgNO3) m (NaCI) - ( T·V) AgNO3 m (NaCI) = 58,45·0,02·169,88·14,5 / 1000·169,88 = 0,0169 г 2 способ Т AgNO3 / NaCI = Сэ AgNO3· М1/z (NaCI) / 1000 = 0,02·58,45 /1000; m (NaCI) = Т AgNO3 / NaCI· V AgNO3= 0,02·58,45·14,5 /1000 =0 .0169 г 3 способ Количество грамм-эквивалентов, содержащихся в 14,5 мл AgNO3, примем за Х, В 1000 мл - 0,020 г-экв 14,5 мл - Х Х= 0,020·14,5 / 1000= 0,00029 m (NaCI) = 0,00029·58,45 =0,0169 г В отчёте студентам необходимо привести два любых метода расчета массы NaCI. Контрольные вопросы для защиты лабораторной работы:
Тестовый контроль по теме « Гетерогенные растворы»
1) 1,21·10-10 2) 1,1·10-5 3) 2·10-5 4) 2·10-3 Правильный ответ: 2)
1) NaCI, AgNO3 2) AgNO3, KNCS 3) KCI, KNCS 4) K2CrO4, AgNO3 Правильный ответ: 2)
1) 23,3·10-11 2) 2,33·10-11 3) 3,24 ·10-8 4)5,8 ·10-12 Правильный ответ: 4)
1) растет 2) не изменяется 3) уменьшается 4) равно 0. Правильный ответ: 4)
1) 2,89·10-6 2)1,7·10-3 3) 1,89·10-5 4) 2,89·10-7 Правильный ответ: 1)
1) 1,21·10-10 2)1,2·10-6 3) 1,74·10-4 4 17,1·10-6- Правильный ответ: 3) Коллигативные свойства растворов Ряд свойств растворов, обусловленые в большей степени не природой компонентов, а количеством кинетических частиц, т.е. концентрацией. Такие свойства назвали коллигативными (колла - частица). К ним относятся: осмос; понижение давления насыщенного пара над раствором в сравнении с чистым растворителем; повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов. Осмос и осмотическое давление Одностороннее перемещение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Многие клеточные мембраны обладают свойством полупроницаемости, т. е. могут пропускать, например, только молекулы воды, а задерживать все другие частицы. Полупроницаемыми свойствами обладают животные и растительные мембраны, пленки из коллодия, целлофана и др. Диффузия молекул растворителя возможна только в сторону более концентрированного раствора. И так, осмос возможен при наличии: а) полупроницаемой мембраны; б) разницы концентрации по обе стороны мембраны. Сила, заставляющая растворитель переходить через мембрану, называется осмотическим давлением. Явление осмоса наблюдается при помощи прибора-осмометра. Для расчета осмотического давления Вант - Гофф предложил применять законы, описывающие свойства идеальных газов: Росм.=См·R·T; См= m (х) / М (х)·V Cм – молярная (осмомолярная) концентрация. Т – абсолютная температура по шкале Кельвина; R- газовая постоянная. Осмотическое давление прямо пропорционально (при Т= const) молярной концентрации растворенного вещества. В растворах электролитов количество частиц в единице объема больше, т.к. каждая молекула диссоциирует на определенное число ионов. Поэтому и Росм. В растворах электролитов значительно больше, чем в растворах неэлектролитов той же концентрации. Формула для расчета Росм. Растворов электролитов имеет вид: Росм.=i ·Cм·R·T; Росм.= i · R·T·m (х) / М(х)·V, где . i – изотонический коэффициент Вант – Гоффа, зависит от степени диссоциации электролита (α ),числа ионов S, на которые диссоциирует электролит: i =1 + α (S-1) i для растворов электролитов всегда больше 1, для неэлектролитов i =1; i <1; - для веществ, склонных к ассоциации. Приняв условно, степень диссоциации за 1, получим для NaCI i =1 + α (S-1)= 1 + 1(2-1)=2 для СаС12 i =1 + α (S-1)= 1+ 1 (3-1)= 3. Для Na3PO4 i =1 + α (S-1)= 1+ 1 (4-1)= 4. Метод измерения осмотического давления растворов называется осмометрией. Он используется для определения молекулярных масс вещества. Осмомолярная концентрация Ее физический смысл: суммарное содержание молей всех кинетически активных частиц (т.е. способных к независимому самостоятельному движению) в 1 л раствора. При введении лекарственных препаратов в кровь необходимо, чтобы осмолярная концентрация препарата для инъекций совпадала с осмолярной концентрацией плазмы крови (0,3 моль/л). Осмолярная концентрация раствора, содержащего одно вещество равна: Сосм.= i ·Cм (х) Если раствор содержит несколько веществ, то осмолярная концентрация раствора равна сумме молярных концентраций с учетом их изотонических коэффициентов. Например, если 1 л раствора содержит 9,0 г глюкозы и 7,3 г хлорида натрия, то Сосм.= i (С6Н12О6)·См(С6Н12О6) + i (NaCI)· Cм (NaCI)= i ·m(С6Н12О6)/ М(С6Н12О6) + i ·m(NaCI) / М(NaCI)= 1· 9 / 180·1 + 2· 7,3 / 58,5= 0,3 моль/л. Изотонические, гипертонические и гипотонические растворы и их роль в организме Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими, в медицине - физиологическими. Растворы, с большим осмотическим давлением, чем какой-то стандарт называются гипертоническими, а с меньшим – гипотонические. Осмотическое давление плазмы крови человека достаточно постоянно. Оно равно 700 – 780 кПа (или 7,7 атм). Такое высокое осмотическое давление крови обусловлено наличием в ней большого числа ионов, низко- и высокомолекулярных соединений. |