Задачи для решения на занятии и самостоятельной работы

1. Вычислить степень ионизации уксусной кислоты с

К(СН₃СООН) = 1,8 · 10 ˉ⁵) в растворе с молярной концентрацией эквивалента 0,001 моль/л и рН этого раствора.

2. Растворы соляной и уксусной кислот одинаковой молярности разбавили водой в 4 раза. Во сколько раз уменьшилась концентрация ионов водорода в каждом из растворов?

3. Вычислить степень диссоциации уксусной кислоты (К(СН₃СООН) = 1,8 · 10 ˉ⁵) и фенола (К_С6Н5ОН = 1,3 · 10 ˉ⁵) в 0,01 М растворах.

4. Определить концентрацию ионов Н⁺ в 0,01 М растворе Н₂S (t = 25˚С) (К_д = 5,7 · 10 ˉ⁸)

5. Во сколько раз изменится концентрация ионов ОН ˉ в 0,1 М растворе NH₄ОН при добавлении к нему твердого NH₄CI до концентрации

1 М? К(NH₄ОН )= 1,79 · 10 ˉ⁵.

6. Ядовитые микроорганизмы Botulinus не могут развиваться, если рН среды менее 4,5. Можно ли использовать 0,3 %-й раствор пищевой уксусной кислоты в качестве консерванта? (ρ = 1 г/мл, α = 0,01).

7. Борную кислоту применяют наружно как антисептическое средство в виде 2 %-го раствора. Вычислить рН этого раствора, если считать, что кислота диссоциирует по первой ступени и степень диссоциации равна 40 %. Плотность раствора принять равной 1 г/мл.

8. «Кислотными» дождями называют атмосферные осадки с рН менее 5,6. Может ли растворение СО₂ атмосферных осадков в воде дать рН = 5,6? Решите задачу количественно, учитывая, что в 1 л воды растворяется 0,9 г СО₂ (степень диссоциации угольной кислоты по I ступени 0,1%).

9. Найти концентрацию ионов Н⁺ в 0,01 М растворе циановодородной кислоты (t = 25˚С) К_HCN = 7,2 · 10 ˉ¹⁰.

10. Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов NH₄⁺ и ОН ˉ в 0,1 М растворе NH₄ОН (t = 25˚С), К(NH₄ОН) = 1,79 · 10 ˉ⁵.

Занятие 13. Буферные растворы.

Актуальность темы

Теория кислотно-основного равновесия – основа для усвоения функционирования протолитических буферных систем крови, лимфы и биологических жидкостей. Одним из важнейших физико-химических механизмов, поддерживающих постоянство рН, является механизм буферного действия, связанный с ионными равновесными процессами в растворах.

В организм постоянно поступают и в нем образуются в результате реакций окисления-восстановления, декарбоксилирования и других процессов, кислые продукты в количестве, эквивалентном раствору сильной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л объемом 1,5л. Выводятся кислые продукты почками в виде солей - хлоридов, сульфатов, фосфатов; легкими – в виде углекислоты. В поддержании оптимального уровня рН в организме участвует также кожа, печень, желудочно-кишечный тракт. Это физиологические механизмы регуляции рН среды. Но они не могут справиться с регуляцией рН и вывести избыток кислых продуктов в короткий срок при введении одномоментно большого количества кислых веществ. Буферные системы биологических жидкостей способны нейтрализовать действие этих кислот, удерживая постоянство рН внутренней среды в строго определенной зоне. Отклонение рН от нормы приводит к необратимым патологическим изменениям, поскольку все биохимические реакции протекают в строго определенных интервалах рН.

В практической деятельности врача знание механизма действия буферных систем и их свойств требуется для установления точного диагноза, связанного с нарушением кислотно-основного равновесия, а также для выбора правильного подхода при лечении заболевания. Использование буферных растворов также необходимо при выполнении различных клинических и биохимических анализов, которые требуют постоянства рН среды.

Цель занятия

Изучить механизм буферного действия буферных систем и приобрести практические навыки определения буферной емкости.

Студент должен знать:

· какие растворы называются буферными, их классификация;

· свойства буферных растворов;

· уравнение для расчета С(Н⁺ ) и С(ОН ^ˉ ) для буферных растворов и факторы, от которых они зависят;

· что такое буферная емкость; факторы, от которых она зависит;

· буферные системы организма человека и их действие.

Студент должен уметь:

· объяснять механизм буферного действия;

· объяснять влияние концентрации и соотношение компонентов на рН и буферную емкость буферных растворов;

· готовить буферные растворы с заданным значением рН;

· определять цвет индикатора в зависимости от рН среды;

· определять буферную емкость буферных растворов и биологических жидкостей по отношению к кислоте и щелочи;

· оформлять отчет о проделанной работе и на основании полученных данных делать выводы.

Необходимый исходный уровень знаний и умений

1. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса.

2. Закон действующих масс. Выражение константы и степени диссоциации слабых электролитов.

3. Принцип Ле-Шателье.

4. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.

5. Уметь пользоваться пипеткой Мора и владеть методикой титрования.

Содержание занятия

1. Обсуждение теоретических вопросов по теме занятия.

2. Решение задач.

3. Контрольная работа «Свойства слабых электролитов. Буферные растворы».

Вопросы для подготовки и обсуждения на занятии

1. Кислотность общая, активная, потенциальная. Влияние активной кислотности на биологические процессы.

2. Буферные системы. Механизм буферного действия.

3. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для расчета С(Н⁺ )и С(ОН^ˉ ) двух основных типов буферных систем. Факторы, влияющие на рН раствора.

4. Буферная емкость, ее расчет. Факторы, влияющие на буферную емкость.

5. Буферные системы крови. Механизм действия буферных систем крови. Понятие о кислотно-основном равновесии и щелочном резерве крови.