Metod_Medical_chem_1_Med_M-1

–якісна реакція на йон цинку.

4.2.Методики виконання практичних завдань

І. Кислотно-основні властивості

4.2.1. Одержання та властивості гідроксидів купруму, цинку і хрому.

До 2-3 см3 розчину солей купруму, цинку і хрому повільно додати розчину лугу, звернути увагу на колір утворених осадів. Розділити осад на три частини і помістити у пробірки. До першої додати надлишок лугу, до другої – мінеральної кислоти (HCl або H2SO4), а третю пробірку нагріти у полум’ї газового пальника. Порівняти забарвлення розчинів та осадів, скласти рівняння реакцій і зробити висновок.

II.Окисно-відновні властивості

4.2.2.Відновні властивості йонів d-елементів з нижчими ступенями окиснення.

а) До розчину солей Fe2+ (залізного купоросу або солі Мора) 1–2 см3, додати 0,5 см3 розбавленої сульфатної кислоти і розчину калій перманганату. Що спостерігається? Записати рівняння реакції в йонному вигляді.

б) До розчину солі Хрому(ІІІ) додати лугу до повного розчинення осаду хром(ІІІ) гідроксиду, тоді долити бромної води (робота проводиться у витяжній шафі). Як змінився колір розчину? Скласти йонне рівняння реакції перетворення натрій хроміту у натрій хромат.

в) до 2–3 см3 солі Мангану(ІІ) прилити 1 см3 2 н. розчину КОН. До одержаного осаду додати трохи бромної води (працювати під витяжкою шафою). Що спостерігається? Написати рівняння реакції.

4.2.3. Окисні властивості йонів d-елементів з вищими ступенями окиснення. а) оксидаційні властивості сполук хрому(VI).

До 4–5 крапель розчину калій дихромату додати таку ж саму кількість розчину сульфатної кислоти і розчину натрій нітриту. Що спостерігається? Написати рівняння реакції.

б) Оксидаційні властивості калій перманганату в залежності від рН середовища.

У три пробірки помістити по 2–3 см3 розчину калій перманганату, потім послідовно додати до першої розчин сірчаної кислоти, до другої – води, до третьої – розчин лугу. До кожної пробірки долити 2–3 см3 розчину натрій сульфіту. Спостерігати зміни у кожній пробірці. Написати йонні рівняння реакцій.

ІІІ. Реакції комплексоутворення 4.2.4. Одержання і властивості комплексних сполук.

а) До 1–2 см3 розчину кобальт(II) хлориду додати кілька кристалів амоній або калій тіоцианіду і добре перемішати. При цьому утворюється забарвлена комплексна сполука. Написати рівняння реакції.

31

б) до розчину купрум(II) сульфату додати концентрованого розчину амоніаку. Як змінилось забарвлення розчину? Скласти рівняння реакції одержання комплексної сполуки і охарактеризувати її стійкість у водному розчині.

ІV. Якісні реакції 4.2.5. Якісні реакції на йони ферум(II) і ферум(III).

а) реакція з калій гексаціано(III)фератом.

До 5-8 крапель розчину ферум(II) сульфату додати 2–3 краплі розчину реактиву. Відмітити колір осаду, що утворився, дати назву одержаній речовині. Написати рівняння реакції.

б) реакція з калій гексаціано(II)фератом .

До 5–6 крапель розчину ферум(III) хлориду додати 2–3 краплі розчину реактиву. Відмітити колір осаду, що утворився, назвати одержану речовину, написати рівняння реакції;

в) реакція з амоній або калій роданідом.

До 4–5 крапель розчину ферум(ІІІ) хлориду додати 2–3 краплі розчину реактиву. Відмітити колір розчину і написати рівняння реакції. Які зміни спостерігаються при додаванні надлишку реактиву? Написати рівняння утворення к.с.

4.2.6. Якісні реакції на йони ніколу(ІІ) і кобальт(ІІ).

а) До 1–2 см3 розчину солі ніколу(ІІ) додати 1 см3 розчину натрій гідроксиду до утворення осаду. Відмітити колір осаду. Потім до одержаного осаду додати 5 крапель бромної води і трохи нагріти. Як змінюється колір осаду? Написати рівняння реакції.

4.2.7. Якісна реакція на хромат-іон.

До 5–6 крапель розчину солі барію додати рівний об’єм розчину калій хромату. Спостерігати випадання осаду (який колір?). Дослідити відношення осаду до дії соляної і оцтової кислот. Написати рівняння реакцій одержання осаду і розчинення його в кислотах.

4.2.8. Якісна реакція на йони мангану(II).

До 1 краплі розчину манган(II) сульфату додати кілька кристалів плюмбум діоксиду, 1–2 см3 30 %-ного розчину нітратної кислоти і суміш нагріти до кипіння. Вміст пробірки розвести дистильованою водою і дати відстоятись. Звернути увагу на забарвлення розчину. Написати рівняння реакції.

4.2.9. Якісна реакція на йон цинку.

До 4-6 крапель розчину солі цинку додати таку ж саму кількість сірководневої води. Спостерігати утворення білого осаду. Осад розділити на дві частини: на один подіяти хлоридною кислотою, а на другий – ацетатною. В якій кислоті розчинний осад? Написати рівняння реакцій.

5. Підведення підсумків та зарахування роботи

32

Заняття № 6

Тема: Кислотно-основна рівновага. Розрахунок та визначення рН середовища

1. Актуальність теми

Кислотно-основна рівновага – це важливий рівноважний процес, який часто зустрічаються у біології та медицині і значною мірою зумовлюють властивості розчинів. Підтримання кислотно-основної рівноваги в тканинах живих організмів і біологічних рідинах здійснюється багатьма фізіологічними механізмами, порушення яких веде до важких патологічних процесів. Кількісні характеристики К, рК, рН використовують для оцінювання якості розчинів лікарських препаратів та діагностики деяких захворювань, порівнюючи ці величини в нормі і патології.

2. Навчальні цілі:

– знати теорію слабких і сильних електролітів;

– знати значення рН для рідин людського організму в нормі і патології;

– знати про роль гідролізу в біохімічних процесах;

– вміти експериментально визначати величини рН;

– вміти вирішувати ситуаційні задачі з даної теми.

3. Матеріали доаудиторної самостійної роботи

3.1. Засвоїти матеріал навчальної програми

Розчини електролітів. Електроліти в організмі людини. Ступінь та константа дисоціації слабких електролітів. Властивості розчинів сильних електролітів. Активність та коефіцієнт активності. Іонна сила розчину. Водноелектролітний баланс – необхідна умова гомеостазу.

Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник рН. Значення рН для різних рідин людського організму в нормі та патології.

3.2.Блок інформації

Вода - слабкий амфотерний електроліт, що погано проводить електричний струм. Рівняння автопротолізу води:

2Н2О Н3О+ + ОН– , або Н2О Н+ + ОН– Концентрації йонів Н+ і ОН– є однакові за температури 25ºС і

дорівнюють10–7 моль/дм3:

[Н+] = [ОН– ] = 10–7 моль/дм3.

Добуток концентрацій йона гідрогену і гідроксильних йонів за даної температури є величиною сталою, називається йонним добутком води і

позначається KH2 O або Кw.

KH2 O = [Н+]·[ОН– ]

Йонний добуток води за температури 25ºС KH2 O = 10-7·10-7 = 10-14.

33

Це дає змогу обчислювати концентрацію йонів Н+ та ОН– , якщо одна з цих величин відома:

[Н+] = 10–14 /[ОН– ] або [ОН– ] = 10–14 / [Н+]

Розрізняють: нейтральне, кислотне, лужне середовище.

1.Нейтральне середовище: [Н+] = [ОН– ] = 10–7 моль/дм3

2.Кислотне середовище: [Н+] > [ОН– ], [Н+] > 10–7 моль/дм3

3.Лужне середовище: [Н+] <[ОН– ], [Н+] < 10–7 моль/дм3 Кількісною характеристикою середовища є водневий показник рН:

рН = – lg[H +] або рН = – lg[ Н3О+].

рН – це від’ємний десятковий логарифм молярної концентрації йонів Гідрогену.

Аналогічно, рОН називається гідроксильним показником, який визначається за формулою

рОН = – lg[ ОH– ].

Після логарифмування виразу Кw = 10–7 ·10–7 = 10–14 , одержимо рН + рОН = 14.

Кислотність є важливою характеристикою середовища багатьох біологічних рідин. Відхилення від норми кислотності шлункового соку, особливо крові, соку підшлункової залози, яка в нормі може змінюватись тільки у вузькому інтервалі рН, пов’язане з виникненням патологічних станів організму, оскільки йони гідрогену і гідроксид-йони визначають структуру і біологічні функції білків, нуклеїнових кислот та інших компонентів організму.

3.3. Література

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія.– Вінниця: НОВА КНИГА, 2006.– С.129–143.

2.Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. – Львів: Світ, 1994.

– С. 48–55.

3.Глінка Н.Л. Загальна хімія. – Л.:Хімія, 1985. – С. 215–222.

4.Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.:Химия, 1985. – гл. XIII, § 91. – С. 243–249; §§ 82–88. – С. 225–237.

5.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.– М.: Химия, 1985. –

С.131–135; 141–151.

3.4. Матеріали для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання.

1.Який зв’язок між константою і ступенем електролітичної дисоціації?

2.Що таке активність йонів? Як обчислити коефіцієнт активності?

3.Вивести формулу для йонного добутку води, чому він дорівнює за різних температур?

4.Водневий та гідроксильний показники, їх обчислення для сильних та

слабких кислот та основ. б) Задачі для самоконтролю.

34

1. Алгоритми розв’язування типових задач

Задача 1. Обчислити a і [H+] у 0,3 М розчині мурашиної (форміатної) кисло-

ти, якщо константа йонізації 2,1×10–4 .

Алгоритм розв’язання

Коротко записати умову задачі.

Дано:

1. Записати формулу для обчислення a, підставити

См=0,3 М НСООН

значення К і См та обчислити:

К = 2,1×10–4

2,1×10−4

α =

K д

=

= 2,64×10–2 або 2,64 % .

a – ? [H +] – ?

CM

0,3

2. За формулами [H+]=

C×a або [H + ] =

знайти [H+]:

K д × CM

[H+] = 0,3×2,64×10–2

= 7,9×10–3

моль/дм3

Задача 2. Вирахувати йонну силу розчину, в літрі якого міститься 0,005 моль

Ba(NO3)2 і 0,02 моль KCl.

Алгоритм розв’язання.

Коротко записати умову задачі.

Дано:	1.	Знайти концентрацію йонів Ba2+, NO3– , K+ та Cl– в
С(Ba(NO3)2 =0,005 M		моль/дм3.
С (KCl) = 0,02 M		[Ba2+] = 0,005; [NO3– ] = 0,01; [K+] = 0,02; [Cl– ] =
І розчину – ?	0,02
	2.	Записати формулу для обчислення йонної сили
		розчину:
		I = 1/2×(C1Z12 + C2Z22 + … + C nZn2), де
		І – йонна сила розчину;
		С1, С2, … Сn –	молярні концентрації йонів;
		Z1, Z2, … , Z n –	заряди йонів.

3.Підставити у формулу значення молярних концентрацій та зарядів і обчислити йонну силу розчину:

І = ½×(0,005×22 + 0,01×12 + 0,02×12 + 0,02×12) = 0,35

За формулою Дебая-Гюккеля можна вирахувати середній коефіцієнт

активності йона f:
	0,5Z 2
lg f = -					I
	1	+
			I

Якщо І < 0,01, можна використати формулу lg f = -0,5Z 2 I . Наближене

значення коефіцієнтів активності f в залежності від йонної сили розчину наводиться також у довідниках.

Задача 3. Обчислити рН шлункового соку, якщо кислотність його зумовлена вмістом хлоридної кислоти, концентрація якої 1,5 % (r= 1 г/см3).

Алгоритм розв’язання

35

	Коротко записати умову задачі
	Дано:	1. Спочатку проводять перерахунок масової частки
	w(HCl)=1,5 %	кислоти у її молярну концентрацію за формулою:
	r= 1 г/см3	CM =	10 ×wr	=	10 ×1,5 ×1		3
	рН – ?						= 0,4109 моль/дм .
			M(HCl)		36,5

2.Використовуючи формулу для обчислення концентрації йонів Гідрогену в розчинах сильних електролітів, проводять визначення [H+] за формулою:

[H+] = Cмan, де

a – ступінь дисоціації;

См – молярна концентрація сильного електроліту, моль/дм3; n – число Гідроген-іонів.

3. Підставивши значення [H+], знаходять величину рН: [H+] = 0,4109 × 1 × 1 = 0,4109 моль/дм3

рН = –lg[H +] = –lg0,4109 = 0,3862 » 0,4 .

Задача 4. Водневий показник рН артеріальної крові дорівнює 7,36. Обчислити молярну концентрацію Гідроген-іонів у крові.

Алгоритм розв’язання

Коротко записати умову задачі

Дано:	Використовуючи формулу водневого показника, обчислити [H+]:
рН= 7,36	pH = –lg[H +]; 7,36 = –lg[H +]; –7,36 = lg[H +]; lg[H+] =
		8,64 ;
[Н+] – ?	[H+] = 4,36×10–8 моль/дм3.

б) Задачі для самостійного розв’ язання

1.Обчислити a і [H+] в 0,1 М розчині гіпохлоритної кислоти HClO. Відповідь: 7×10–4 ; 7×10–5 моль/дм3.

2.Ступінь дисоціації СН3СООН в 0,1 М розчині дорівнює 1,32×10–2 . Знайти константу дисоціації кислоти та значення рК.

Відповідь: 1,7×10–5 ; 4,75.

3.Кислотність шлункового соку в основному зумовлена соляною кислотою, масова концентрація якої біля 1 %. Знайти концентрацію [H+] в ммоль/дм3. Відповідь: 274 ммоль/дм3.

4.Матеріал для аудиторної роботи

Зміст і методика проведення заняття

4.1. Перелік практичних завдань, які необхідно виконати на практичному занятті:

–реакції з утворенням малодисоційованої сполуки;

–зміщення рівноваги в розчині амоніаку;

36

4.2. Інструкції по виконанню практичних завдань

4.2. 1. Реакції з утворенням малодисоційованої сполуки:

1)у пробірку налити 3-4 см3 розчину натрій гідроксиду, додати 2-3 краплі фенолфталеїну. Потім долити розчин сірчаної кислоти до знебарвлення вмісту пробірки;

2)у пробірку налити біля 2–3 см3 купрум(ІІ) сульфату і додати розчин натрій гідроксиду до утворення осаду. Потім долити сульфатну кислоту до розчинення осаду.

Пояснити явища, які відбуваються, і записати відповідні рівняння реакцій.

4.2.2. Зміщення рівноваги у розчині амоніаку.

До розчину амоніаку додати 1–2 краплі фенолфталеїну. Забарвлений розчин розлити порівну в 4 пробірки. В першу додати трохи кристалічного амоній ацетату, в другу – розбавленого розчину HCl, третю нагріти до кипіння, а четверту залишити для порівняння. Спостерігати та пояснити, як впливає додавання CH3COONH4, HCl і нагрівання на зміщення рівноваги в системі амоніак– вода.

5. Підведення підсумків та зарахування роботи

Заняття № 7

Тема: Протолітичні процеси в організмі. Гідроліз солей

1. Актуальність теми

Рівноважні процеси достатньо розповсюджені в хімії та біології. До них відносяться розчинення та кристалізація, дисоціація та моляризація, асиміляція та дисиміляція і ін. До рівноважних процесів відноситься також гідроліз, тобто взаємодія речовин з молекулами води, на якій базуються важливі обмінні процеси – гідролітичне розщеплення полісахаридів, жирів та білків, які відбуваються в тканинах живого організму, а також буферна дія деяких білкових і сольових систем.

2. Навчальні цілі:

–знати про роль гідролізу в біохімічних процесах;

–вміти вирішувати ситуаційні задачі з даної теми.

3. Матеріали доаудиторної самостійної роботи

Теорії кислот та основ. Типи протолітичних реакцій: реакції нейтралізації, гідролізу та іонізації. Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу. Роль гідролізу в біохімічних процесах.

37

3.2.Блок інформації

Згідно теорії електролітичної дисоціації Арреніуса кислотами називаються речовини, які дисоціюють з утворенням йонів Гідрогену за рівнянням:

HАn H+ + An–

Наприклад, процес дисоціації нітратної кислоти можна записати рівнянням:

HNO3 H+ + NO3–

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, тобто з поступовим відщепленням йонів Гідрогену:

H2SO4 H+ + HSO4– ;

HSO4– H+ + SO42– .

Основами називають речовини, які в процесі дисоціації утворюють гідроксид-іони ОН– :

KtOH Kt+ + OH–

Наприклад, рівняння дисоціації калій гідроксиду має такий вигляд: КОН К+ + ОН–

Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто:

Са(ОН)2 Са(ОН)+ + ОН– Са(ОН)+ Са2+ + ОН–

Згідно протолітичної теорії кислот та основ Бренстеда-Лоурі кислотою називають сполуку, яка віддає протони, тобто є донором протонів:

HАn H+ + An– , наприклад

HCN H+ + CN–

кислота протон основа

C6Н5ОН Н+ + C6Н5О–

кислота протон основа

Основою називають сполуку, яка приєднує протони, тобто є акцептором протонів:

В + Н+ = НВ+

Наприклад, карбонат-іон, згідно з протонною теорією, є основою, оскільки у водному розчині легко відбувається реакція

СО32– + Н+ НСО32–

основа протон кислота

CN– + H+ HCN

основа протон кислота

Згідно протолітичної теорії продуктами кислотно-основної взаємодії є не сіль, а нова кислота і нова основа, наприклад:

HF + H2O F– + H3O+

к-та1 осн2 к-та2 осн1

NH3 + H2O NH4+ + OH–

осн1 к-та2 к-та2 осн1

38

У загальному вигляді:

кислота1 + основа2 основа1 + кислота2.

Ці пари кислота – основа називають спряженими, оскільки кислота1 перетворюється в основу1, а основа2 в кислоту2.

Кислоти і основи за цією теорією називають протолітами, а реакції, що відбуваються з перенесенням протонів – протолітичними.

Речовини, що виявляють двоякі властивості, тобто є донорами і акцепторами протонів, називають амфолітами. Наприклад, молекули води

Н О, йони НСО –, HS– , HPO			2– :
2	3		4
		Н2О Н+ + ОН–				Н2О+ Н+ Н3О+ .
		кислота				основа
	HS–	+ NH NH		+	+ S2–	HS– + HCl H S + Cl–
		3		4		2
	к-та	осн.				осн. к-та

Кислотно– основні властивості речовин, що не містять Н+, пояснює теорія Льюіса, відповідно до якої речовини– акцептори електронів виявляють кислі властивості, донори – основні:

Cl	H		Cl	H
Cl : B + : N : H			Cl : B : N : H
Cl	H		Cl	H
кислота		основа
Льюіса		Льюіса

Гідроліз – це реакція обмінного розкладу речовини водою. Внаслідок гідролізу солей утворюються слабкі електроліти і змінюється рН середовища. Кількісні характеристики гідролізу (h – ступінь гідролізу, Кг – константа гідролізу) різного типу солей можна обчислити за такими формулами:

–солі утворені сильними основами і слабкими кислотами гідролізують за аніоном (рН>7)

		K H	O		K
	Кг =			; h =		г	; [OH	− ] = K гCсолі
		2
		Kк−ти
					Cсолі

–солі, утворені слабкими основами і сильними кислотами гідролізують за катіоном (рН<7)

	К =	K H2O	;	h =	K г	; [H	+ ] =
								K	C	солі
	г	K осн.			Cсолі			г

–солі утворені слабкими основами і слабкими кислотами гідролізують за катіоном і аніоном. Якщо сила кислоти і основи однакова, рН≈7, якщо сильніша кислота то рН<7 (середовище слабокисле); якщо ж сильніша основа то рН>7 (середовище слаболужне)

39

		K H2O						+	] =	K H2O K к−ти
	Кг =		;	h = Кг ;			[H
		Кк−тиK осн								K осн

3.3. Література

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія.– Вінниця: НОВА КНИГА, 2006.– С.143–161.

2.Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. – Львів: Світ, 1994.

– С. 48–55.

3.Глінка Н.Л. Загальна хімія. – Л.:Хімія, 1985. – С. 215–222.

4.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.– М.: Химия, 1985. –

С.131–135; 141–151.

3.4. Матеріали для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання.

1.Які фактори впливають на зміщення рівноваги гідролізу? В яких випадках гідроліз є необоротним? Навести приклади.

2.Навести розрахункові формули для обчислення константи, ступеня гідролізу і рН розчинів різного типу солей.

3.Роль гідролізу в біохімічних процесах.

б) Задачі для самоконтролю.

1. Алгоритми розв’язування типових задач

Задача 1. Обчислити константу і ступінь гідролізу, а також рН 0,1 М розчину амоній хлориду. Кд(NH4OH) = 1,77×10–5 .

Алгоритм розв’язання
Коротко записати умову задачі
Дано:		1. Записують формулу для обчислення константи
СМ(NH4OH)=0,1 М		гідролізу солі,						утвореної катіоном слабкої
Кд(NH4OH)= 1,77×10–5		основи і аніоном сильної кислоти:
Кг – ?						Kã	=	KH	2O	,	де
a – ?
								K д(NH 4OH)
		Кд(NH4OH) – константа							дисоціації слабкої ос-
		нови (тобто амоній гідроксиду NH4OH);
		КН2О –			йонний добуток води;
		Кг – константа гідролізу солі.
2. Підставляють значення і обчислюють Кг:
			10		−14
		K г =				= 5,65×10–10 .
			1,77
					×10−5

3. Записують рівняння гідролізу цієї солі:

NH4Cl + HOH NH4OH + HCl; NH4+ + HOH NH4OH + H+; pH < 7.

40