Общая, активная и потенциальная кислотность

Содержание кислот в биологических жидкостях и в окружающей среде относятся к факторам влияющим на функционирование клеток, отдельных органов и организма в целом. Поэтому определение кислотности желудочного сока, крови, мочи относят к обязательным анализам, при диагностики заболевания.

Охрана окружающей среды так же требует постоянного контроля кислотности почвы, водоемов, осадков.

Кислотность подразделяется на:

Общую - [Н+]общ

Активную свободную - [Н+] акт

Потенциальную (связанною) - [ Н +]пот, которая измеряется в молл/л, в клинической практике в титрационных единицах.

Общая кислотность - концентрация ионов Н+ (свобод и связанных) присутствующих в растворе. Равна сумме нормальных концентраций всех кислот в растворе.

Общую кислотность определяют титрованием щелочью, в присутствие индикатора, точка эквивалентности которой (точкам перехода окраски) лежит в диапазон рН= 8-10 (слабощелочная среда). В качестве индикатора как правило используют фенолфталеин. (Титрование ведут до появления устойчивой, слабо розовой окраски).

Активные кислоты концентрации свободных ион Н⁺ присутствуют в растворах.

Ионы Н⁺ появляются как в результате диссоциации сильных кислот так и слабых, CH₃COOH =CH₃COO^- + H⁺

Поэтому под активной кислотностью, понимают суммарную нормальную концентрацию присутствующие в растворе сильных кислот.

Эту кислотность определяет либо инструментальными методами (ионамеры, рН - метры), либо титрование сильной щелочью, в присутствии индикатора точка эквивалентности которая лежит в диапазоне рН 2-4.

Если в качестве индикатора использовать метилоранж то титрование ведут до перехода окраски с розовой на желтый.

Потенциал (связанная) кислотность - концентрация ионов Н⁺ связанных с молекулами или ионами, слабых кислот. Определяют, как разность между общей и активной кислотностью, равна суммарной нормальной концентрации слабых кислот.

Для определения всех типов кислотности титрование проводят сил щелочью в присутствие двух индикаторов (метиловокрасный (активная кислотность), фенолфталеина (общая кислотность)).

Отмечают 2 точки эквивалентности:

При рН 2-4 определяет активную кислотность;

При рН 8-10 определяет общую кислотность.

По разности между общей и активной кислотностью определяют потенциальную (связанную кислотность):

[H⁺]пот = [H+]общ – [H⁺]акт

В биохимических исследования при определении кислотности желудочного сока в качестве сильных кислот выступает НСl в качестве связанной кислоты - соли белкового происхождения, нейтрализация которой протекает по уравнению:

[R-NH3⁺]Cl^- + OH^- R*NH₂ + H₂O + Cl^-

К клинической практике. Кислотность желудочного сока выражают в клинических (титрационных (т.е)) единицах - число мл 0,1 молярного раствора (NaOH) которое необходимо затратить на титрование 100 мл отфильтрованного желудочного сока.

В норме общая кислотность желудочного сока должна составлять 40-60 т.е. При язве повышенная кислотность, при инфекционных заболеваниях, гастрите, раке - пониженная. В норме активных кислот - 20-40 т.е

Билет 17

1. Электролитическая диссоциация (ЭД). Механизм ЭД. Степень и константа диссоциации, их взаимосвязь. Закон разбавления Оствальда.

По своей способности проводить электрический ток, все вещества можно разделить на электролиты – растворы или расплавы этих веществ проводят электрический ток, и неэлектролиты - растворы или расплавы этих веществ не проводят электрический ток.

Основные положения теории ЭД:

При растворении или расплавлении молекулы электролитов распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Процесс распада молекул электролита на ионы при растворении или расплавлении – диссоциация.

При пропускании постоянного электрического тока через растворы (расплавы) электролитов положительно заряженные ионы двигаются к отрицательно заряженному электроду (катоду) – катионы, отрицательно заряженные ионы к положительно заряженному электроду (аноду) – анионы.

Диссоциация – обратимый процесс: одновременно с распадом молекул на ионы протекает обратный процесс – образование из ионов исходных нейтральных молекул.

Электролитическая диссоциация-распад электролитов в растворителях на + и – заряж частицы. При диссоциации + заряж катоды движутся к аноду. Диссоциация процесс обратимый.

механизм ЭД: 1. Диссоц веществ с ионной хим связью. За счет электролитическог притяжения диполя воды вырывают поверх ионы и приводят их в расвтор, при этом ионы в растворе нах в гидротированном состоянии. 2.диссоциация веществ с полярной ков связью. Полярная молекула за счет электростатического действия воды поляризуется и распадается на катионы и анионы.причины диссоциации:взаимодейсвтия с полярными молекулами растворителя

Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации - показывает какая часть молекулы распалась на ионы:

(1).

для сильных=1. Для слабых <1. зависит от природы вещества, концентрации и t. Чем меньше конц тем больше . Чем больше t тем больше .

Молекулы сильных электролитов практически полностью диссоциируют в растворе ( стремится к 1), молекулы слабых электролитов диссоциируют в очень незначительных степенях ( намного меньше 1).

В растворах слабых электролитов имеет место равновесие, которое характеризуется своей константой равновесия – константой диссоциации (для раствора слабых кислот - , для растворов слабых оснований - ).

Т.к. степень диссоциации и константа диссоциации характеризуют один и тот же процесс – диссоциацию слабого электролита, то между ними существует связь.

- закон разбавления Оствальда: при снижении концентрации в растворе слабого электролита (разбавление раствора) степень диссоциации возрастает.

Кд=( )^2*См/1-

Константа диссоциации слабых электролитов - табличные данные, не зависят от концентрации ионов в растворе, а зависят только от температуры. К сильным электролитам относятся:

все растворимые основания – щелочи (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов). Константа равновесия диссоциаци слабых кислот и оснований называется константа диссоциации.

Констант диссоциациидля сильных электролитов – нет.

2. Комплексные соединения, классификация, структура, номенклатура. Химическая связь в КС.

- вещества, молекулы которых содержат комплексный ион.

Структура комплексных соединений:

[Ag(NH3)2]CL, где

Ag – ион – комплексообразователь; (NH3)2 – лиганд; 2- координационное число; CL – ион внешней сферы; [Ag(NH3)2] – комплексный ион.

В качестве ионов комплексообразователей, как правило, выступают катионы переходных Ме ( d – элементы) 1, 2, 7,8 групп.

В качестве лигандов могут выступать :

1)простые ионы(Fˉ,Clˉ..)

2)сложные ионы( СNˉ,S2O3ˉ)

3)нейтральные молекулы( Н2О, NH3..)

4)органические молекулы сложного состава( комплексон 3=трилон Б=ЭДТА=динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты)

В зависимости от заряда комплексного иона различают: катионные, анионные,нейтральные комплексы.

Номенклатура.

Прежде чем дать название комплексному соединению необходимо определить степень окисления иона комплексообразователя. Определяется на основании баланса зарядов в молекуле – суммарный заряд всех частиц, образующих молекулу, должен быть равен 0

С.о иона комплексообразователя в названии комплексных соединений указывается в скобках римскими цифрами.

1) Название катионных комплексов.

К названию анионов внешней сферы добавляется название комплексного катиона, которая образуется путем перечисления лигандов с указанием их количества, далее одно слово следует название Ме – комплексообразователя с указанием его с.о.

[Ag(NH3)2]Cl – хлорид диаминсеребра 1

При нескольких лигандах в комплексном ионе первыми перечисляются те, которые несут заряд. При этом все лиганды связываются с названием комплексообразователя через букву «О», кроме молекулы аммиака ( название –«амин») и молекул воды( «аква»)

2)Анионные комплексы.

Сначала следует название комплексного аниона, который образуется путем перечисления лигандов с указанием их количества, после чего следует название Ме, заканчивающихся на суффиксе «-ат», в скобках указывается с.о комплексообразователя и окончательно следует название катионов внешней сферы.

В названиях комплексообразователей в комплексных анионах используют латинские названия Ме: Fe – феррат; N- никелат; Co – кобальтат..

Образование связи комплексных соединений.

Отличительной особенностью К.С. является наличие прочных ковалентных связей между ионом комплексообразователя и лигандом, преобразованного по донорно- акцепторному механизму, путем размещения неподеленных электронных пар лигандов, в свободных орбиталях ионов комплексообразователей.

Ионная связь образуется между ионом внешней сферы и комплексным ионом.

Билет 18

1. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель (pH и pOH). Индикаторы. Расчет pH растворов слабых электролитов.

Вода является очень слабым электролитом: при комнатной температуре в чистой воде диссоциирует 1 из 10 молекул.

H₂0↔H⁺+OH^-

[H⁺]=[OH^-]=10^-7 моль/л при T=25⁰(1)

Как и для любого слабого элуктролита процесс диссоциации воды характеризуется своей константой равновесия:

Kp= (2)

Но т.к. концентрация воды практически не изменяется, вносим конценрация воды под знак константы равновесия; произведения двух постоянных также является величиной постоянной, которая получила название ионного произведения воды(K_W)

Kw=Kp*[H₂O]=[H⁺][OH^-]

Kw=[H⁺][OH^-]

Kw=[H+][OH-]=10^-7*10^-7=10^-14(3)

Kw не зависит от концентрации ионов H+ или OH-, зависит только от температуры. Зная концентрацию одного из ионов H+ или OH- через Kw легко определить концентрацию другого иона

[OH-]= (4)

Для количественного отображения концентрации ионов H+ или OH- в растворе ввели понятие водородного показателяpH(аналогичным образом характеризуется и концентрация гидроксилиных ионов OH-=pOH)

pH=-lg[H+](5)

pOH=-lg[OH-](6)

pH≈7 среда нейтральная

pH<7 ([H+]>10^-7 моль\л) среда кислая

pH>7 ([H+]<10^-7 моль\л) среда щелочная

pH крови 7,35±0,05

Определим связь между pH и pOH, для этого прологарифмируем (3) и результат умножим на -1

-lg [H+]-lg[OH-]=14

pH+pOH=14(7)

Зная pH или pOH легко определить абсолютные концентрации ионов в расворе

[H+]=10^-pH

[OH-]=10^-pOH(15)

Индикаторы

Индикаторы– вещества, которые изменяют окраску растворов в зависимости от их среды.

Как правило индикатор представляет собой сложные орг молекулы либо слабых кислот либо слабых оснований

HInd↔H⁺+Ind^-

Действие индикаторов основано на том, что их молекулярные и ионные формы поглощают видимый свет в разном спектральном диапазоне. При избытке в растворах H+ индикатор преимущественно находится в молекулярной форме(1 окраска). При избытке OH- преимущественно анионная форма(другая окраска).

Индикатор, pH перехода окраски	Окраска в зависимости от кислотности среды
кислая	нейтральная	щелочная
Лакмус,≈7	красный	фиолет	синий
Метилоранж, 3-4	красный	оранж	желтый
Фенолфталеин, 8	-	-	малиновый

Наиболее точно pH среды (с точностью до сотых единиц pH) опр инструментальными приборами (pH метрами, ионометрами)

Расчет pH растворов слабых электоролитов.

А) растворы слабых кислот

C(HCN)=10^-2M

Ka=10^-10

α= =10^-4

[H+]=αCo=10^-4*10^-2=10^-6M

pH=-lg10^-6=6

В случае многоосновной слабой кислоты (H2CO3,H3PO4) рассматривать диссоциацию только по 1 ступени, соответственно и константу диссоциации брать по 1 ступени

Б) растворы слабых оснований

C(NH4OH)=0,1 M

Kb=10^-5

α =10^-2

[OH]=αCo=10^-2*10^-2=10^-3M

pOH=-lg10^-3=3

pH=14-3=11

2. Коллигативные свойства, законы Рауля, закон Вант-Гоффа

Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

1 закон Рауля.Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя.

где Р – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;

Р₀– давления насыщенного пара над растворителем, Па;

– мольная доля растворителя;

(ню) кол-во компонентов А и В

Иногда закон Рауля определяют следующим образом. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.

2 закон Рауля.tкипенияраствора выше tкипения чистого растворителя.это связано с тем что давление насыщ.пара становится=атмосферному при более высокой t.Повышение tкипения раствора пропорционально его моляльной концентрации:

К_э – эбуллиоскопическая константы растворителя,

Cm- моляльная концентрация ( моль/кг)

tзамерзания раствора уменьшается в сравнении с t замерзания чистого растворителя:

К_к – криоскопическая константы растворителя, (кг/моль;

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и t можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов:

t_кип.(р-ра) = t_кип.(р-ля) + t_кип. t_зам.(р-ра) = t_зам.(р-ля) – t_зам.

Закон Вант-Гоффа.Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора.

где π – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/ ;

R– универсальная газовая постоянная, К);8,314 Дж/(моль

Т – абсолютная температура, К;

Осмос – односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.

Указанные законы справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов. Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i)- равен отношению частиц в растворе к числу частиц растворенного исходного вещества.

Билет 19

1. Гидролизсолей. Степень и константа гидролиза. Расчет рН растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, сильной кислотой и слабым основанием.

Гидролиз солей:

В общем случае под гидролизом понимают взаимодействие любых веществ с водой.

Рассмотрим частный случай гидролиза – взаимодействие солей с водой.

Признаком протекания гидролиза солей является изменение среды раствора с нейтральной на кислотную или щелочную.

Сущность гидролиза заключается в образовании слабых электролитов – кислоты или основания – с одновременным появлением в растворе избытка Н⁺ или ОН^- .

Если в результате гидролиза образуется слабое основание, то говорят, что гидролиз протекает по катиону, если слабая кислота – по аниону, если одновременно и то и другое – то по катиону и по аниону.

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

NH₄Cl + H₂O = NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Cl^- + H₂O = NH₄OH + H⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺ (1)

При гидролизе данных солей в растворе образовался избыток ионов Н⁺, среда кислая (рН<7).

Так как гидролиз процесс обратимый, то он характеризуется своей константой равновесия.

К_р = [NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺]_*[H₂O] (2)

При гидролизе концентрация воды практически не изменяется; вносим её под знак константы равновесия; произведение 2х постоянных, так же постоянное, которое обозначают К_г – константа гидролиза.

К_г=К_р[H₂O] = [NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺]

К_г=[NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺] (3)

Умножаем числа и знаменатель уравнения (3) на С(ОН^-).

К_г=К_w/К_в (4)

Для количественной характеристики процесса гидролиза так же введено понятие степени гидролизаh – отношение С(прогидролизированной соли) к исходной С.

h=C_гидр/C₀ (5)

[H⁺]=[NH₄OH]=hC₀ (6)

[NH₄⁺]=C₀–hC₀=C₀(1–h) (7)

Подставим уравнение (6) и (7) в уравнение (3):

К_г=h²C₀/(1–h) (8)

При гидролизе данных солей h<<1 и её значением знаменателя уравнения (8) можно пренебречь и оно принимает вид:

К_г=h²C₀ (9)

h²C₀ = K_w/K_в

h=корень из К_w/К_вС₀ (10)

Рассчитав степень гидролиза и зная С₀ из уравнения (6), мы рассчитываем [H⁺] и определяем рН раствора данной соли.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

NaCN + H₂O = HCN + NaOH

CN^- + H₂O = HCN + OH^-

pH>7, среда щелочная, избыток ОН^-.

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

NH4Cl в результате образуется избыток ионов H⁺ , среда кислая (pH< 7) .

NH4Cl + HOH туда сюда стрелкаNH4OH + HCl (рН < 7).

NH4+ + HOH туда сюда стрелкаNH4OH + H+

Это обратимый гидролиз

Ход рассуждения: константа гидролиза, степень гидролиза и концентрация ионов ОН^- полностью аналогичны рассмотренным в пункте 1.

К_г = K_w/K_a

H = K_w/C₀K_a

[OH^-] = hC₀

2. Растворы, их классификация. Способы выражения концентрации растворов, массовая доля, норм концентрация, молярная концентрация,титр. Коэффициент растрворимости, зависимость от температуры для твердых веществ и газов.

Раствор - однородная смесь, состоящая из частиц растворенного вещества ,растворителя и продуктов их взаимодействия.

Классификация растворов:

-по агрегатному состоянию – твердые,жидкие,газообразные.

-по размеру частиц – коллоидные и истинные. В истинных растворах размер частиц менее 1·10⁻⁹ м, частицы в таких растворах невозможно обнаружить оптическими методами; в то время как в коллоидных растворах размер частиц 1·10⁻⁹ м — 5·10⁻⁷ м, частицы в таких растворах можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа.

- По наличию или отсутствию электролитической диссоциации растворы подразделяют на два класса – растворы электролитов и неэлектролитов.

Растворы электролитов – растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот, оснований.

Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины.

Концентрацию ве-а можно выразить различными способами:

Массовая доля - безразмерная величина, характеризующая отношение растворенного вещества к общей массе раствора. Находится по формуле –

Нормальная концентрация -количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль - экв. /л или г - экв./л .Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции (не ОВР!) эквивалента одному иону водорода.

Молярная концентрация - количество растворённого вещества (число моль) в единице объёма раствора. Молярная концентрация выражают в моль/л .Находим по формуле - .( ню/объем)

Моляльная концентрация — количество растворённого вещества (число моль) к массе растворителя. Измеряется в моль/кг. Находится по формуле .

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора. Находится по формуле – .

Коэффициент растворимости – отношение массы безводного растворенного вещества к массе воды. Находится по формуле - .

Растворимость вещества имеет непосредственную зависимость от температуры. Как правило, растворение твердых тел сопровождается поглощением теплоты (т.к. необходимо затратить энергию на разрыв связей в кристалле). Поэтому при повышении температуры растворимость возрастает.

Растворение газа в жидкости можно формально представить уравнением реакции:
газ + жидкость = жидкий раствор + Q . Применяя к нему принцип Ле Шателье,
который говорит что, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса (в данном случае влево). Т.е. при повышении температуры растворимость газа уменьшается.

Билет 20

1. ОВР. Основные понятия. Метод электронного баланса. Метод полуреакций. Классификация ОВР.

ОВР – реакции, происходящие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается. В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается

Степень окисления – условный заряд атомов в молекуле или сложном ионе, вычисляется, исходя из предположения, что молекулы состоят только из ионов, причем сумма степени о-ния в молекуле равна 0, а в сложном ионе – заряду иона.

Правило определения С.О. :

С.О. атомов в простых в-вах (Н2, О2, металлы) равна 0

С.О. Н2 в соединениях всегда +1, за исключением соединений с металлами (NaH, CaH2)

С.О. О2 в соединениях всегда -2, за исключением Н2О2 и ее солей

металлы в соединениях проявляют только положительную С.О., причем у металлов с постоянной валентностью (щелочные/щелочноземельные металлы, Zn, Al) С.О. равна номеру их группы

Восстановитель– вещество, которое отдает электроны;

Окислитель – вещество, принимающее электроны;

Восстановление – процесс присоединения электронов;

Окисление – процесс отдачи электронов

При протекании ОВР должен соблюдаться баланс зарядов – число отданных и принятых электронов должно быть равно. На этом основан подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Применяют 2 метода:

метод электронного баланса;

метод полуреакций

Алгоритм метода электронного баланса:

определяем С.О. атомов, изменивших свою С.О. в ходе реакции;

составляем схемы перехода электронов для восстановителя и окислителя;

находим наименьшее общее кратное между числом отданных и принятых электронов;

разделив полученное число на количество отданных электронов, находим коэффициент к восстановителю, разделив на кол-во принятых электронов – к окислителю;

переносим полученные коэффициенты к восстановителю и окислителю и к их продуктам в основное уравнение реакции; для остальных участников реакции коэффициент находим на основании материального баланса – число атомов каждого элемента в левых и правых частях уравнения должно быть равно.

Окончательная проверка правильности ОВР – баланс по кислороду.