Якщо середовище нейтральне, то 4 страница

Література :

Музиченко В.П. Медична хімія: підручник / В.П. Музиченко, Д.Д. Луцевич, Л.П. Яворська; за ред. акад. АН ВШ України Б.С. Зіменковського. — К.: ВСВ “Медицина”, 2010. — 496 с. С.23-45

Медицинская химия: учебн./В.А.Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под. ред.. В.А.Калибабчук. - К.:Медицина, 2008.-400 с. С.106-190

Миронович Л.М., Мардашко О.О. Медична хімія: Навч.посібник.-К.: «Каравела», 2007.-168с. С.28-57

Практичне заняття № 3 Дата______________

Тема: Водневий показник. Гідроліз солей. Мета:

знати: Електролітична дисоціація сильних і слабких електролітів. Кислоти, основи та солі з погляду теорії електролітичної дисоціації. Реакції у водних розчинах електролітів. Йонні рівняння реакцій. Ступінь та константа дисоціації слабких електролітів. Зв’язок константи дисоціації із силою електролітів. Обчислення константи та ступеня дисоціації слабких електролітів за законом розбавляння Оствальда.Водневий показник (рН) як кількісна міра активної кислотності та основності.Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу. Зміщення рівноваги гідролізу. Значення гідролізу в життєдіяльності організму. Механізм буферної дії. Приготування буферних розчинів та обчислення рН середовища. Вплив розбавляння на рН буферних розчинів. Буферні системи організму.Дотримання правил техніки безпеки та охорони праці під час проведення реакцій у водних розчинах електролітів, дослідження гідролізу солей, приготування буферних розчинів.

вміти:вміти складати молекулярні та йонні рівняння реакцій гідролізу; прогнозувати зміщення рівноваги гідролізу;вміти експериментально визначати рН середовища;визначати співвідношення компонентів гідрокарбонатної, фосфатної буферних систем, за якого рН буферної системи дорівнює рН крові; визначати зміну рН буферних розчинів при добавлянні до них невеликих кількостей розчинів сильних кислот або лугів-визначати буферну ємність сироватки крові за кислотою та за лугом;дотримуватися правил техніки безпеки та охорони праці під час проведення реакцій у водних розчинах електролітів, дослідження гідролізу солей, приготування буферних розчинів.

володіти навичками: експериментально визначати рН; складати молекулярні та йонні рівняння реакцій гідролізу, погнозувати зміщення рівноваги гідролізу. Обладнання та реактиви: натрія карбонат, хлоридна кислота, купруму хлорид, натрію гідрооксид, сульфатна кислота, оцтова кислота, розчин амоніаку, лакмус, метиловий оранжевий , фенолфталеїн.

Питання для самопідготовки.

1.Які речовини називаються електролітами? Речовини яких класів відносяться до електролітів? 2.Які речовини відносяться до неелектролітів, чому вони не дисоціюють у воді?

3.Чим відрізняються електроліти від неелектролітів по типу хімічного зв’язка і поведінці в розчинах?

4. Чому речовини з неполярними молекулами не можуть бути електролітами? 5. Сформулюйте , що таке електролітична дисоціація. Яка роль води при дисоціації?

6Дайте визначення кислот і основ з точки зору електролітичної дисоціації? Приведіть приклади. 7.Що таке ступінь електролітичної дисоціації? 8.Навести приклади сильних і слабких електролітів. 9.В чому суть реакції іонного обміну? Дайте визначення. 10.За яких умов реакції іонного обміну проходять до кінця? 11.Дати визначення йонному добутку води. 12. Водневий показник. 13.Обчисліть еквівалентні маси речовин, формули яких такі: Н₃РО₄, Ва(ОН)₂, А1₂(SО₄)₃, Сu(NO₃)₂, КNО₃, NаС1, Fе(ОН)₃, Н₄Р₂О₇.

14.Дати визначення гідролізу солей.

15.Що показує показник рН? Яке значення він має у кислому, нейтральному та лужному середовищах?

16. Серед перелічених нижче солей вкажіть ті, які підлягають гідролізу: KNO₃, Cr₂(SO₄)₃, AlI₃, CaCl₂, K₂SiO₃.

17.Від яких факторів посилюється гідроліз солей?

18.Чи відносять гідроліз до необоротних процесів?

19.За яким ступенем гідроліз практично не відбувається?

Теоретичні відомості.

Таблиця 1 - Значення рН у фізіологічних рідинах організму людини

Фізіологічна рідина	рН	Межі відхилень
Шлунковий сік Слина Кров (плазма) Сік підшлункової залози	1,65 6,75 7,36 8,65	0,9-2,0 5,6-7,9 7,25-7,44 8,6-9,0

Як видно з табл. 1, концентрація йонів Гідрогену залежить від природи фізіологічного розчину. У розчинах розрізняють:

• загальну кислотність, яка відповідає загальній концентрації йо­нів Гідрогену (визначається титруванням);

• активну кислотність, яка дорівнює активності йонів Гідрогену у фізіологічному розчині (визначається колориметричними і по­тенціометричними методами);

• потенціальну кислотність, яка дорівнює концентрації недисоційованих молекул слабких кислот і розраховується як різниця між загальною та активною кислотностями.

Найчастіше кислотність визначають за допомогою індикаторів (лакмусу, фенолфталеїну).

Методи вимірювання рН розчинів

Водні розчини слабких кислот мають свої особливості. Ступінь дисоціації слабких електролітів 0 < α < 1 , концент­рація йонів Н менша за концентрацію кислоти. Для таких розчинів розрізняють кислотність, зумовлену іонами Н (активна), молекулами, які не про-дисоціювали (потенціальна, чи зв'язана) і загальну, відповідно до розрахованої концентрації:

с н₃соон = н⁺ + сн₃сон^-

зв'язана активна

загальна

Сьогодні використовують два методи вимірювання рН: потенціометричний і колориметричний. Перший метод найбільш точний, хоча і складніший. Другий — простіший, але менш точніший.

За потенціометричного методу використовують потенціометри або іономери, точність вимірювання яких — 0,02+0,05, надає можливість вимірювати рН багатокомпонентних систем а також забарвлених розчинів. Оскільки це не руйнуючий мстод контролю, його можна використовувати для вимірювання рН різних середовищ і органів, наприклад, безпосередньо у травному каналі людини. Для вимірювання величини рН необхідні електроди, потенціал яких залежить від концентрації іонів водню. До таких електродів належать водневий, хінгідронний, сурм'яний і скляний .Ці електроди називаються індикаторними. Найчастіше застосовується скляний електрод. Для вимірювання рН мож-користуватися концентраційним колом із двох скляних електродів, один з яких занурений у стандартний розчин, значення якого відоме. У хімії, біології, медицині, промисловому виробництві ті чи інші процеси дуже часто відбуваються при постійних значеннях рН, а під час реакцій йони гідрогену можуть вбиратися або виділя­тися. Щоб процес відбувався при сталому значенні рН, у розчин уводять буферні суміші, які вбирають йони гідрогену або гідроксид-йони, і значення рН розчину практично не змінюється.

Різниця потенціалів залежить від рН. Вона змінюється на 0,059 В на одиницю рН при 25 °С. Таке ж електричне коло користовують для визначення рН рідких середовищ організму шлункового соку, крові тощо.

Другий широко відомий метод — колориметричний, в яко­му при визначенні рН застосовують реагенти-індикатори, забарвлення яких залежить від рН середовища. Існують буферіний і безбуферний колориметричні методи визначення концентрації іонів водню. Найбільш розповсюджений серед безбуферних — метод Михаеліса, що грунтується на застосуванні стандартів — шкали, одержаної у результаті додавання однобарвного індикатора групи нітрофенолу в розчини з різними значеннями рН.

Інтервал рН за методом Михаеліса становить 2,8-8,4.

Буферний колориметричний метод визначення рН ґрунтується на порівнянні забарвлення індикатора в досліджуваніму розчині зі шкалою, яка одержується в результаті додавання обраного індикатора до ряду буферних розчинів із різний значеннями рН.

Точність колориметричного методу невелика — 0,2 рН. придатний тільки для аналізу незабарвлених розчинів.

Гідроліз солей. Солі - це електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють, відщеплюючи позитивні йони (тільки не Н⁺) і негативні йони (крім ОН^- ). При розчиненні у воді деякі з них гідролізуються.

Гідролізом називається взаємодія речовини (солі) з водою, тоб­то складові частини солі сполучаються зі складовими частинами води, внаслідок чого змінюється рН середовища.

Розглянемо основні випадки гідролізу:

• Гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і сильною осно­вою, призводить до утворення слабких кислот та сильних основ. У розчині накопичуються йони ОН^- і середовище має рН > 7 (лужне середовище):

КСN + Н₂О ↔ КОН + НСN,

• Гідроліз солей, утворених сильною кислотою і слабкою осно­вою, приводить до утворення слабких основ та сильних кис­лот. У розчині накопичуються йони Н⁺, і середовище має рН < 7 (кисле середовище):

NH4C1 + H2O ↔ NH4OH + HC1

• Гідроліз солей, утворених слабкою основою і слабкою кисло­тою, приводить до утворення слабких основ та кислот. Реакція середовища близько рН 7 і залежить від відносної сили утворе­ної слабкої кислоти чи слабкої основи:

CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH

• Солі, які утворені сильною кислотою та сильною основою, не гідролізуються і рН середовища не змінюється.

Ступінь гідролізу залежить від температури, концентрації роз­чиненої солі (при великих розведеннях практично не залежить) і природи солі.

У медичній практиці не застосовують солі, які гідролізуються у водних розчинах. Але широко використовують солі, які не гідро­лізуються (NаСІ, МgS0₄, СаС1₂).

Гідролізу в організмі піддаються біологічно активні речовини — білки, полісахариди, нуклеїнові кислоти, ліпіди, при цьому утво­рюються кислі продукти (рН < 7). Наприклад, під дією ферментів гідролізу підлягають естери (жири), пептиди (пептидний зв'язок), молекули АТФ (естеровий зв'язок) та ін.

Буферними розчинами називають розчини суміші слабкої кис­лоти (або слабкої основи) та її солі, наприклад суміш (СН₃СООН + + СН3СООNа), суміш гідроксиду амонію і хлориду амонію (NН₄ОН + + NН₄С1).

Класифікація кислотно-основних буферних систем

Буферні системи можуть бути чотирьох типів.

1Слабка кислота та її аніон.Наприклад, ацетатна буферна система СН₃СОО^-\ СН₃СООН у розчині СН₃СООNа і СН₃СООН, діа­пазон дії — рН 3,8 — 5,8. Гідрогенкарбонатна система НСО₃^-/Н₂СО₃ в розчині NаНСО₃ і Н₂СО₃, діапазон дії — рН 5,4 — 7,4.

2.Слабка основа і її катіон. (В/ВН⁺).Наприклад, аміачна бу­ферна система NН₃/NН₄⁺ у розчині NН₃ і NН₄С1, діапазон її дії — рН 8,2—10,2.

3.Аніони кислої і середньої солі або кислих солей.Наприклад, фосфатна буферна система НРО₄^2-/ Н₂РО₄ у розчині Nа₂НРО₄ і NаН₂РО₄, діапазон їх дії рН — 6,2 — 8,2.

4.Йони і молекули амфолітів.До них належать амінокислоти і білкові буферні системи. Якщо амінокислоти і білки перебувають в ізоелектричному стані (сумарний заряд молекул рівний нулю), то розчини цих сполук не є буферними. Вони проявляють буферну дію, коли до них додавати деяку кількість кислоти або лугу. Тоді частина білка (амінокислоти) переходить із ізоелектронного стану в форму білок—амінокислота або відповідає формулі білок—осно­ва.

При цьому виникає система двох форм білка:

а) слабка білок—кислота + сіль цієї слабкої кислоти ;

б) слабка білок—основа + сіль цієї слабкої основи.

Механізм буферної дії можна розглянути на прикладі ацетат­ної буферної системи СН₃СОО^- /СН₃СООН, в основі дії якої лежить кислотно-основна рівновага:

СН₃СООН <=> СН₃СОО" + Н⁺; рКа = 4,8.

Основне джерело ацетат-йонів — сильний електроліт ацетат СН₃СООNа — при додаванні сильної кислоти поєднана основа СН₃СОО^- зв'язує додаткові йони Н⁺, перетворюючись на слабку оц­тову кислоту:

СН₃СОО^- + Н⁺<=> СН₃СООН.

Кислотно-основна рівновага зміщується ліворуч за принципом Ле Шательє.

Зменшення концентрації аніонів СН₃СОО^- точно зрівноважуєть­ся підвищенням концентрації молекул СН₃СООН. У результаті відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрацій слаб­кої кислоти та її солі, а значить і ненабагато змінюється рН.

При додаванні лугу протони оцтової кислоти (резервна кис­лотність) вивільняються і нейтралізують додаткові йони ОН^-, зв'я­зуючи їх у молекули води:

СН₃ООН + ОН^- <=> СН₃СОО^- + Н2О

Кислотно-основна рівновага зміщується праворуч за принци­пом Ле Шательє.

У цьому випадку відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрації слабкої кислоти та її солі, а значить, і незначна зміна рН. Зменшення концентрацій слабкої кислоти СН₃СООН точно зрівноважується підвищенням концентрації аніонів СН₃СОО^-.

При додаванні до цих сумішей сильної кислоти або сильної ос­нови відбуваються такі реакції: СН₃СООNа + НС1 = СН₃СООН + NаС1

СН₃СООН + NаОН = СН₃СООNа + Н2О

NН₄ ОН + НС1 = NН₄С1 + Н2О

NН₄С1+ NаОН = NН₄ ОН + NаС1

Отже, при дії на буферний розчин сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація слабкої кислоти (або слабкої ос­нови). Проте рН розчину практично не змінюється. Це пояснюєть­ся тим, що слабка кислота (або слабка основа) мало дисоціює, а за наявності однойменних йонів її солі дисоціація відбувається ще меншою мірою. Таким чином, рН буферної суміші під впливом сильної основи або сильної кислоти практично не змінюється.

Не змінюється рН буферної суміші і при розведенні, тому що залежить лише від співвідношення концентрації солі та кислоти. Це видно з формули, яку використовують для обчислення рН бу­ферної суміші:

рН = рК к-ти + 1g С_солі

С_к-ти

де рК к-ти = -1gК к-ти.

Для буферної суміші, що складається із слабкої основи та її солі, формула для обчислення рОН така:

рОН = рК основи + 1g С_солі \ С_осн

де рК основи = -1gК основи.

Буферні розчини часто використовують у хімічній промисло­вості в якісному та кількісному аналізах, коли потрібно виконати реакцію при певному значенні рН.

Буферні розчини відіграють важливу роль у житті організму, забезпечуючи стале рН його внутрішнього середовища. Наприклад, у крові людини наявні 3 види буферних систем: фосфатна, гідрокарбонатна,білкова.

Хід роботи

Дослід № 1 Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів. Наливають у три пробірки небагато розведеного розчину якої-небудь кислоти, в інші три - дистильовані води і ще в три - розведені розчини лугу. Пробірки розподіляють на три серії (кислота, вода, луг) і додають у кожну по трохи капель розчинів індикаторів: у першу серію - лакмусу, у другу - метилового жовтогарячого й у третю - фенолфталеїну. Уміст пробірок розмішують скляною паличкою. Фарбування індикаторів, що спостерігається, записують у виді таблиці за формою:

Індикатор	Колір
кисле середов. рН < 7	нейтральне середов. рН = 7	лужне середов рН > 7	Інтервали рН
Лакмус Метиловий оранжевий Фенолфталеїн

Дослід № 2. Визначення рН розчину. Універсальним індикатором.

У три пробірки наливають по 2-3 мл 0,1 н. розчинів: в одну - соляної кислоти, в іншу - оцтової кислоти, у третю - аміаку, у четверту - водопровідної води. Додають у кожну пробірку 1-3 краплі універсального індикатора. Збовтують. Фарбування порівнюють з кольором еталонних розчинів, що містять той же індикатор . При збігу фарбування еталонного розчину з фарбуванням випробуваного розчину судять про величину рН останнього. Результати записують у виді таблиці за формою:

Досліджуваний розчин	Колір індикатора	Значення рН
1. Хлоридна кислота 2. Оцтова кислота 3. Амоніак 4. Водопровідна вода

Дослід №3.Експериментальне визначення рН буферних розчинів

1. Визначити значення рН ацетатної буферної системи. .Одержати у викладача розчин, рН якого потрібно визначити. За допомогою піпетки перенести 2-3 краплі цього розчину на індикаторний папір. Порівняти фарбування ще сирої плями, отриманої на папері, з кольоровою шкалою і вибрати на ній відтінок, найбільш близький до кольору отриманої плями. На кольоровій шкалі приводяться фарбування, цілим значенням рН, тому в разі потреби можна по проміжному фарбуванню плями орієнтовно оцінювати десяті частки рН. Зробити висновок про рН досліджуваний розчин і вказати реакцію середовища. Перевірити правильність свого висновку у викладача.

2. Яке значення рН ацетатної буферної системи?___________________________________

____________

Дослід №4 Дослідження буферних властивостей ацетатного буферного розчину.

За допомогою універсального індикатора визначити рН дистильованої води. Помістити в 2 пробірки по 10 капель дистильованої води, в одну пробірку додати одну краплю 0,1 н. розчину НС1, в іншу - одну краплю 0,1 н. розчину NaOH. Перемішати розчини чистими паличками і знову визначити в обох пробірках рН розчинів.

У дві інші пробірки помістити по 10 капель ацетатної буферної суміші. Водневий, показник якої був Вами уже визначений (або визначити знову). Додати в одну пробірку краплю 0,1 н. розчину НС1, в іншу - одну краплю 0,1 н. розчину NaOH, перемішати розчини скляними паличками і знову визначити в них рН.

Записати отримані дані в наступному виді:

Вихідний розчин	Значення рН
В вихідному розчині	Після додавання НС1	Після додавання NаОН
Дистильована вода
Ацетатна буферна суміш ( СН3СООН + СН3СООNа)

1. Як вплинуло на значення рН додавання розчину НС1 та NаОН до дистильованої води? До буферного розчину?________________________________________________________

____________________________________________________________

Дослід № 5. Гідроліз солей.

В 4 пробірки прилийте 5 крапель розчину лакмусу. Потім в 1-у пробірку добавте 5 крапель розчину натрію карбонату, в 2-у стільки ж алюмінію хлориду, в 3-ю калію хлориду, в 4-у дистильованої води.

1.Порівняйте забарвлення лакмусу в перших трьох пробірках з 4ю. ________________________________________________2. Скласти рівняння гідролізу по першій стадії. В молекулярній та іонній формах, якщо він має місце. ____________________________3. Зробіть висновок, чи залежить процес гідролізу солі від природи утворюючих її катіонів та аніонів. ________________________________________________

Дослід №6. Вивчення факторів, які впливають на гідроліз солей.

1. Вплив відносної сили електроліту.

На предметне скло нанесіть 2 краплі фенолфталеїну. Потім до однієї краплі добавте краплю розчину сульфіту калію , а до другої карбонату калію.

В якому випадку забарвлення фенолфталеїну буде інтенсивніше? Про що це свідчить? Складіть рівняння гідролізу по першій ступені. ___________________________________

________________________________________________________________

2. Вплив температури.

Налийте в пробірку 2 мл розчину ацетату натрію та добавте краплю фенолфталеїну. 1.Спостерігається забарвлення? Чому? ________________________________________________

2.Складіть рівняння гідролізу.

________________

Нагрійте розчин тримаючи пробірку високо над полум’ям.

3.Чи змінюється забарвлення? Чому? ____________________________________________________________

3. Вплив концентрації розчину.

Налийте в пробірку ацетату кальцію та добавте краплю фенолфталеїну.

1.Спостерігається забарвлення? Чому? ________________________________________________

2.Складіть рівняння гідролізу.

____

3. Розбавте розчин водою. Як змінюється забарвлення?

________________________

Висновок:________________________

Контрольні завдання

1. З наведеного переліку речовин випишіть окремо формули солей, водні розчини яких будуть мати реакцію середовища:

кислу	лужну	нейтральну

Калію карбонат, кальцію хлорид, феруму (ІІ) сульфат, алюмінію нітрат, калію сульфід, літію нітрат, цинку сульфат, барію хлорид, натрію сульфіт.

2. Розчини магнію хлориду, калію силікату і сульфату випробували універсальним індикатором, який набув відповідно червоного і синього кольорів, а в останньому випадку не змінив кольору. Яким є середовище розчинів і чим воно обумовлене? Написати рівняння гідролізу цих солей. ____________________________