Определение константы кислотности уксусной кислоты

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА

для проведения занятия со студентами I курса

лечебного факультета и ФПСЗС по общей химии

Тема: Электродные и окислительно-восстановительные потенциалы

Время: 3 часа

1. УЧЕБНЫЕ И ВОСПИТАТЕЛЬНЫЕ ЦЕЛИ:

Ознакомить студентов с теоретическими основами электрохимии и с использованием электрохимических методов, в частности, потенциометрии, в медико-биологических исследованиях. Обучить экспериментальному определению рН растворов и потенциометрическому титрованию растворов.

МОТИВАЦИЯ ДЛЯ УСВОЕНИЯ ТЕМЫ:

Методы потенциометрии используются в клиническом анализе и в практике санитарно-гигиенических исследований. С помощью потенциометрических методов возможно определение концентрации физиологически активных ионов (H₃O⁺, K⁺, Na⁺, Ca²⁺, NH₄⁺, Cl^¯, Br^¯, I^¯) в биологических жидкостях и тканях. При применении ферментных электродов возможно определение глюкозы, мочевины, аминокислот и других метаболитов, а с помощью газовых электродов вести контроль состояния воздушной среды.

Изучение механизмов возникновения электродных и окислительно-восстановительных потенциалов (ОВ потенциалов) позволяет разобраться в закономерностях многих биохимических процессов в организме, в частности, процессов биологического окисления. Метод регистрации биопотенциалов используется при исследовании деятельности различных органов, например, при диагностике сердечных заболеваний (электрокардиография). Регистрация биопотенциалов мозга (электроэнцефалограмма) в ряде случаев позволяет судить о патологических нарушениях центральной нервной системы. При изучении явлений возбуждения в мышцах и координации мышечной деятельности у спортсменов применяется метод последовательной регистрации ряда отдельных токов действия мышцы (электромиография). Студенты-медики должны знать о том что в медицинской практике широко используют материалы, в частности, металлы, применяемые для эндопротезирования костных тканей и зубов. Существенным недостатком этих материалов является то, что при их введении в организм на границе металл-раствор образуется скачек потенциала, и генерируются электрохимические процессы.

Потенциометрическое титрование применяется для определения концентрации биологически активных и лекарственных веществ.

Таким образом, знание темы необходимо для изучения ряда вопросов в биохимии, нормальной и патологической физиологии, фармакологии, санитарии и гигиены и будущей практической деятельности врача.

ТРЕБОВАНИЯ К ИСХОДНОМУ УРОВНЮ ЗНАНИЙ:

а) понятие об ОВР. Важнейшие окислители и восстановители;

б) способы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР: методы электронного баланса и полуреакций (ионно-электронных схем).

В результате проведения занятия студент должен:

1) знать:

· классификацию электродов и их устройство;

· устройство и принцип действия гальванических элементов;

· механизмы возникновения электродных, окислительно-восстановительных, диффузионных и мембранных потенциалов;

· сущность прямой потенциометрии и потенциометрического титрования.

2) уметь:

· составлять схемы гальванических элементов;

· прогнозировать направление протекания окислительно-восстановительных реакций;

· рассчитывать окислительно-восстановительные потенциалы;

· рассчитывать ЭДС гальванического элемента.

· определять направление протекания окислительно-восстановительных реакций;

· определять концентрации растворов слабых кислот и констант диссоциации потенциометрическим методом.

2. СВЯЗЬ СО СМЕЖНЫМИ ДИСЦИПЛИНАМИ:

Полученные знания о теоретических основах электрохимических процессов и потенциометрических методах исследования потребуются студентам при изучении курсов медицинской физики, биологии, нормальной и патологической физиологии, функциональной диагностики.

3. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ПО ТЕМЕ ЗАНЯТИЯ:

3.1 Электродные и окислительно-восстановительные (ОВ) потенциалы, механизм их возникновения и зависимость от различных факторов. Уравнение Нернста для вычислений значений потенциалов.

3.2 Гальванические элементы (химические и концентрационные): механизм действия и расчет ЭДС. Измерение электродных и ОВ потенциалов.

3.3 Обратимые электроды первого и второго рода (водородный и хлорсеребряный). Ионоселективные электроды: стеклянный электрод, устройство и механизм возникновения потенциала.

3.4 Потенциометрическое титрование, его сущность и использование в количественном анализе и медико-биологических исследованиях.

4. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Лабораторная работа № 1

Определение концентрации раствора слабой кислоты и ее

константы диссоциации потенциометрическим методом

ЦЕЛЬ РАБОТЫ: Определить концентрацию уксусной кислоты в растворе и ее константу кислотности (К_а).

С этой целью к раствору уксусной кислоты приливают малыми порциями раствор калий гидроксида с известной концентрацией и после каждого добавления титранта измеряют значение рН. При титровании раствора уксусной кислоты щелочью протекает реакция:

CH₃COOH + OH^¯ → H₂O + CH₃COO^¯

Окончанию реакции соответствует появление резкого изменения рН раствора (скачка титрования), что проявляется в виде почти вертикальной линии при построении кривой потенциометрического титрования. Кривая потенциометрического титрования выражает графическую зависимость рН раствора от объема приливаемой щелочи. Из середины скачка титрования (эквивалентная точка) опускают перпендикуляр на ось абсцисс и получают эквивалентный объем титранта.

Из соотношения

V(KOH)·C_н(KOH) = V(CH₃COOH)·C_н(CH₃COOH)

определяют концентрацию уксусной кислоты в растворе.

Для определения К_а по кривой потенциометрического титрования находят рН раствора, соответствующий добавлению к раствору уксусной кислоты половины эквивалентного объема калий гидроксида. Для более точного определения К_а. к раствору кислоты добавляют половину эквивалентного объема титранта и измеряют значение рН. Поскольку в этом случае кислота нейтрализована на 50%, то концентрация кислоты равна концентрации соли, т.е.

[СН₃СООН] = [СН₃СОО^¯]

,

тогда из уравнения следует, что К_а = [Н⁺], а рН = рК_а (рК_а = – lgК_а).

Методика проведения опыта:В стакан для титрования с помощью пипетки отмеряют 10 мл раствора уксусной кислоты. Опускают в раствор стеклянный и хлорсеребряный электроды и измеряют исходное значение рН раствора (Рисунок 1).

Рисунок 1– Схема установки для потенциометрического титрования

Cхема ГЭ:

(–) Ag, AgCl / HCl / стекл.мемб. / иссл.р-р // KCl_нас / AgCl, Ag (+)

После измерения исходного значения рН раствора, его титруют, добавляя щелочь из бюретки порциями, объем которых указан в таблице 1. После добавления каждой порции титранта, раствор тщательно перемешивают круговыми движениями и измеряют величину рН раствора. Результаты измерений записывают в таблицу 1. По данным таблицы строят кривую потенциометрического титрования (рисунок 2). По кривой потенциометрического титрования определяют объем щелочи, пошедшей на титрование кислоты до точки эквивалентности. Для этого из середины прямолинейного отрезка на кривой титрования опускают перпендикуляр на ось абсцисс. Отрезок, отсекаемый на оси абсцисс, соответствует эквивалентному объему раствора щелочи KOH. Концентрацию кислоты рассчитывают по формуле:

,

где С_н(КОН) – молярная концентрация эквивалента щелочи, моль/л

V(КОН) – эквивалентный объем щелочи

V(СН₃СООН) – объем взятой кислоты

Таблица 1 – Изменение значения рН при титровании раствора уксусной кислоты щелочью

№ пп	Общий объем титранта, мл	Объем добавляемого титранта, мл	рН раствора
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.

Лабораторная работа № 2

Определение константы кислотности уксусной кислоты

В стакан с помощью пипетки отмеряют 10 мл раствора уксусной кислоты и приливают из бюретки половину объема титранта калий гидроксида, пошедшего на титрование в первом задании для достижения точки эквивалентности. Опускают электроды в раствор и измеряют рН раствора, значение которого равно рК_а. По значению рК_а рассчитывают константу кислотности.

5. ХОД ЗАНЯТИЯ:

Электрохимическими называются процессы:

а) протекающие в растворе под воздействием электрического тока (электролиз);

б) протекающие в растворе и приводящие к возникновению электрического тока во внешней цепи (гальванический элемент).

Большинство электрохимических процессов являются окислительно-восстановительными.

Схема ОВР: Ок₁ + Вос₂ ⇄ Ок₂ + Вос₁

Ок₁/Вос₁ и Ок₂/Вос₂ – сопряженные пары.

Если ОВР протекает в водном растворе, то характеристикой каждой сопряженной пары является ее окислительно-восстановительный потенциал (ОВП), φ_ок/вос, В. Чем меньше ОВП, тем сильнее восстановитель и слабее сопряженный с ним окислитель.

Сила окислителей и восстановителей зависит от:

• их природы,

• концентрации,

• температуры,

• иногда от рН.

Влияние температуры и концентрации на ОВ свойства веществ описывается уравнением Нернста (1889):

где n – число отданных или принятых электронов,

F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль, тогда

Характеристикой ОВР является ее электродвижущая сила (ЭДС) Е, В:

Е = φ_{Ок1/Вос1} – φ_{Ок2/Вос2}

Если Е > 0, то Δ_rG < 0 – реакция протекает самопроизвольно;

Если E < 0, то Δ_rG > 0 – реакция протекает несамопроизвольно.

Большинство ОВР имеют обратимый характер, поэтому их важной характеристикой является константа равновесия (К):

Δ_rG⁰ = – RTlnK Δ_rG⁰ = – nFE⁰ nFE⁰ = RTlnK

отсюда

Гальванический элемент – это устройство для превращения химической энергии ОВР в электрическую энергию. Причиной возникновения и протекания электротока в ГЭ является разность ОВ (электродных) потенциалов.

ОВ потенциал возникает на границе раздел металл-раствор электролита вследствие того, что металл и раствор становятся разноименно заряженными.

Ме – n ē ⇄Меⁿ⁺_ag

Для активных металлов равновесие смещено вправо, для малоактивных – влево.

ГЭ состоит из двух электродов (полуэлементов). Например:

Медно-цинковый электрод

Медный и цинковый электроды соединены металлическим проводником, образующим внешнюю цепь гальванического элемента. Растворы солей CuSO₄ и ZnSO₄ соединены между собой солевым мостиком, образующим внутреннюю цепь гальванического элемента. Цинковый электрод является анодом; на нем протекает процесс окисления:

Zn – 2ē ⇄Zn²⁺

Электроны, отданные цинком, поступают во внешнюю цепь и мигрируют к меди. Катионы Zn²⁺ переходят в раствор, вследствие чего раствор приобретает положительный заряд, а электрод – отрицательный.

Медный электрод является катодом; на нем протекает процесс восстановления:

Cu²⁺ + 2ē ⇄Cu

Катионы Cu²⁺ принимают электроны, поступающие из внешней цепи, и, восстанавливаясь, осаждаются на медном электроде. В результате раствор приобретает отрицательный заряд, а электрод – положительный.

Схема медно-цинкового гальванического элемента

(–)Zn / Zn²⁺ // Cu²⁺/ Cu (+)

/ обозначает поверхность раздела металл/раствор, а также ОВ потенциал (электродный потенциал), возникающий на поверхности электрода из-за того, что металл и раствор имеют разноименные заряды.

// обозначают границу раздела двух растворов, а так же диффузионный потенциал, возникающий из-за их разноименных зарядов.

Потенциометрия – совокупность физико-химических методов анализа, основанных на измерении э.д.с специально составленных ГЭ.

Потенциометрия

ПРЯМАЯ КОСВЕННАЯ

Определение рН растворов Потенциометрическое

титрование

Типы электродов, применяемых в потенциометрии:

Электроды 1-го рода – металл, опущенный в раствор своей соли:

Cu / Cu²⁺_aq; Zn / Zn²⁺_aq

Электроды 2-го рода – металл, покрытый слоем своего труднорастворимого соединения и опущенный в раствор соли.

Потенциометрическое определение рН растворов

ГЭ элемент состоит из стеклянного электрода (измерительного) и хлорсеребряного электрода (вспомогательного).

Схема ГЭ для определения рН

Ag, AgCl_ag / HCl / ст.мембрана / Иссл. р-р // KCl_нас. /AgCl, Ag

Стеклянный электрод Хлорсеребряный

электрод

Е = Е⁰ + 0,059 рН

Величина Е измеряется при помощи рН-метра. Метод отличает быстрота и точность.

Потенциометрическое титрование – это любой метод титриметрического анализа, в котором точка эквивалентности фиксируется по резкому изменению э.д.с гальванического элемента, опущенного в исследуемый раствор.

Потенциометрические методы анализа позволяют:

• анализировать окрашенные растворы, растворы с осадком и гели,

• получать точные результаты в короткое время (экспресс-анализ),

• анализировать состав биологических жидкостей человека без их разрушения, путем введения электродов в пораженные органы и ткани.

6. вопросы ДЛЯ самокотроля знаний:

6.1 Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы:

MnO₄ˉ + 8 H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4 H₂O,

если С_М (MnO₄ˉ) = 10ˉ⁵ моль/л; С_М (Mn²⁺) = 10ˉ² моль/л;

C_М (H⁺) = 0,2 моль/л

Ответ:1,41 В

6.2 Возможно ли самопроизвольное протекание окислительно-восстановительной реакции при стандартных условиях:

K₂Cr₂O₇ + 6 КI + 7 H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₂ + 3 I₂ + 4 K₂SO₄ + 7 H₂O

φ^o (Cr₂O₇²ˉ/2Cr³⁺) = 1,33 B

φ^o (I₂ /2 Iˉ) = 0,54 B

6.3. Определите ЭДС гальванического элемента Al/Al³⁺ // Cu²⁺/Cu, если

С_М (Al³⁺) = 10ˉ³ моль/л φ^o (Al³⁺/Al) = –1,66 B

C_M (Cu²⁺) = 10ˉ² моль/л φ^o (Cu²⁺/Cu) = 0,337 B

Ответ:1,996 В

7. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций;

2. Ершов, Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – С.131- 139, 450-488;

3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – С. 231-241.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Зеленин, К.Н. Химия / К.Н. Зеленин. – Санкт-Петербург: Специальная литература, 1997. – С. 184-225;

2. Барковский, Е.В Введение в химию биогенных элементов и химический анализ / Е.В. Барковский; под ред. Е.В. Барковского – Мн.: Вышэйшая школа, 2005. – С. 125-137;

3. Ершов, Ю.А. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов/ Ю.А. Ершов, В.А. Попков; под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высшая школа, 1993. – С. 179-191.

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Чернышева Л.В., Одинцова М.В., Довнар А.К., ассистенты Перминова Е.А., Прищепова И.В., Зыкова Е.Л.

31.08.2016