Metod_Medical_chem_1_Stomat

Завдання 2. Якісна реакція на йон К+.

До 5-6 крапель солі калію додаємо таку ж кількість гідротартрату натрію NaHC4H4O6. Пробірку охолодити і потерти стінки пробірки шкляною паличкою для утворення центрів кристалізації. Що спостерігається? Написати рівняння реакції.

Завдання 3. Якісні реакції на іони Са2+.

Провести реакції на іони Са2+ з оксалатом амонію (NH4)2C2O4 і карбонатом амонію (NH4)2CO3, додаючи до солі кальцію вказаних реагентів. Відмітити колір осадів, написати рівняння реакцій.

Завдання 4. Якісні реакції на йон Ва2+.

Провести реакції на йон Ва2+ з хроматом барію BaCrO4 та з сірчаною кислотою. Спостерігати утворення осадів, вказати забарвлення, написати реакції. Дослідити розчинення осадів у кислотах: HCl, HNO3, CH3COOH. Зробити висновок.

Завдання 5. Якісна реакція на йон Mg2+.

До 2-3 краплин розчину солі магнію додати 3-4 краплі 2 н. розчину HCl і 2-3 краплі розчину гідрогенфосфату натрію Na2HPO4. До суміші додати розбавленого розчину NH4OH, перемішуючи шкляною паличкою. Спостерігається утворення осаду MgNH4PO4. Відмітити колір і скласти рівняння реакції.

Завдання 6. Якісна реакція на хромат-йон.

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

Завдання 7. Якісна реакція на йони Mn2+.

До 1 краплі розчину сульфату мангану (ІІ) додати кілька кристалів діоксиду плюмбуму, 1-2 мл 30 %-ного розчину азотної кислоти і суміш нагріти до кипіння. Вміст пробірки розвести дистильованою водою і дати відстоятись. Звернути увагу на забарвлення розчину. Написати рівняння реакції.

Завдання 8. Якісні реакції на іони Fe2+ і Fe3+:

а) реакція з гексаціано (ІІІ) фератом калію K3[Fe(CN)6].

До 5-8 крапель розчину солі феруму (ІІ) додати 2-3 краплі розчину реактиву. Відмітити колір осаду, що утворився, назвати одержану речовину, написати рівняння реакції;

б) реакція з гексаціано (ІІ) фератом калію K4[Fe(CN)6].

До 5-6 крапель розчину солі феруму (ІІІ) додати 2-3 краплі розчину реактиву. Відмітити колір осаду, що утворився, назвати одержану речовину, написати рівняння реакції;

в) реакція з роданідом амонію.

21

До 4-6 крапель розчину солі феруму (ІІІ) додати 2-3 краплі розчину реактиву. Відмітити колір розчину і написати рівняння реакції. Які зміни спостерігаються при додаванні надлишку реактиву? Написати рівняння утворення комплексного йона.

Завдання 9. Якісні реакції на іони Ni2+ та Co2+:

а) до 1-2 мл розчину солі ніколу (ІІ) додати 1 мл розчину гідроксиду натрію 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;

б) до 1-2 мл розчину солі кобальту (ІІ) додати кілька кристалів роданіду амонію або калію і добре перемішати. При цьому утворюється забарвлена комплексна сполука. Написати рівняння реакції.

Завдання 10. Якісна реакція на йон Cu2+.

До розчину солі міді (ІІ) додати концентрований розчин гідроксиду амонію. Спостерігати зміну забарвлення розчину. Написати рівняння реакції. Завдання 11. Якісна реакція на йон срібла.

До 4-5 крапель розчину аргентум нітрату додати 5-6 крапель розчину соляної кислоти. Осад, що утворився, поділити на дві частини і перевірити його розчинність у розчинах гідроксиду амонію, тіосульфату натрію. Написати рівняння реакцій одержання та розчинення осаду.

IV. Обговорення результатів роботи та зарахування теми.

Заняття № 5

Тема: Кислотно-основна рівновага та рН біологічних рідин. Протолітичні процеси в організмі

Значення матеріалу 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 іонами води, на якій базуються важливі обмінні процеси - гідролітичне розщеплення жирів, білків, які відбуваються в тканинах живого організму, а також буферна дія деяких білкових і сольових систем.

Мета заняття. Вміти використовувати теоретичні положення про хімічну рівновагу для характеристики властивостей електролітів: силу електроліту, розчинність, концентрацію водневих і гідроксильних іонів.

Форма заняття: лабораторно-практичне.

22

Домашня підготовка до заняття.

І. Засвоїти основний матеріал навчальної програми.

Розчини електролітів. Електроліти в організмі людини. Ступінь та константа дисоціації слабких електролітів. Властивості розчинів сильних електролітів. Активність та коефіцієнт активності. Водно-електролітний баланс - необхідна умова гомеостазу. Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник рН. Значення рН для різних рідин людського організму в нормі та патології.

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

ІІ. Дати відповіді на контрольні запитання.

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

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

3.Вивести формулу для іонного добутку води,чому він дорівнює при різних температурах?

4.Водневий та гідрокісильний показники, їх обчислення для сильних та слабких кислот та основ.

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

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

7.Роль гідролізу у біохімічних процесах.

8.Умови утворення і розчинення осадів.

ІІІ. Розв’ язати задачі

а) Алгоритми розв’ язування типових задач

Задача 1. Обчислити a і [H+] в 0,3 М розчині мурашиної (форміатної) кислоти, якщо константа іонізації 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
	23

a – ? [H +] – ?

2,1×10−4

К

–2

a =

=

= 2,64×10

або 2,64 % .

См

0,3

За формулами [H+] = C×a або [H + ] =

2.

K ×C

знайти [H+]:

[H+] = 0,3×2,64×10–2 = 7,9×10–3

моль/л

Задача 2. Вирахувати іонну силу розчину, в літрі якого міститься 0,005 моля

Ba(NO3)2 і 0,02 моля KCl.

Алгоритм розв’язання.
Коротко записати умову задачі.
Дано:	1. Знайти концентрацію іонів Ba2+, NO3– , K+ та Cl– в
С(Ba(NO3)2 =0,005 M	моль/л.
С (KCl) = 0,02 M	[Ba2+] = 0,005; [NO3– ] = 0,01; [K+] = 0,02; [Cl– ] = 0,02
І розчину – ?	2. Записати формулу для обчислення іонної сили
	розчину:
	I = 1/2×(C1Z12 + C2Z22 + … + C nZn2), де
	І – іонна сила розчину;
	С1, С2, … Сn –	молярні концентрації іонів;
	Z1, Z2, … , Z n –	заряди іонів.

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

І = 1/2×(0,005×22 + 0,01×12 + 0,02×12 + 0,02×12) = 0,35

За формулою Дебая-Гюккеля можна вирахувати середній коефіцієнт

активності іона 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 іонної сили розчину наводиться також у довідниках.

Задача 3. Знайти розчинність йодиду свинцю (в моль/л та г/л) при 20 0С, якщо добуток розчинності дорівнює 8×10–9 .

Алгоритм розв’язання
Коротко записати умову задачі.
Дано:	1.	Записати рівняння:	Pb2+ + 2I–
ДР (PbI2) = 8×10–9		PbI2
t0 = 20 0С		тверда фаза	розчин
S (моль/л) – ?	2.	Позначити розчинність через S моль/л, тоді в
S (г/л) – ?		насиченому розчині PbI2 міститься S моль/л іонів
		Pb2+ та 2S моль/л іонів I– .
		24

3.Записати вираз для добутку розчинності:

ДР (PbI2) = [Pb2+]×[I– ]2 = S×(2S)2 = 4S3

4.Знайти розчинність:

S = 3	ДР	= 3		8 ×10−9		=1,3×10–3 моль/л
				4
4

Оскільки М (PbI2) = 461 г/моль, розчинність PbI2 в

г/л дорівнює: 1,3×10–3 × 461 = 0,6 г/л

Для двоіонного малорозчинного електроліту, наприклад AgCl, співвідношення між мольною розчинністю та добутком розчинності таке:

[Ag+] = S моль/л; [Cl– ] = S моль/л; ДР = [Ag+]×[Cl– ] = S2

Для чотириіонного електроліту, наприклад, Ag3PO4 або Al(OH)3:

ДР = S× (3S)3 = 27S4;

а для п’ятиіонного електроліту, наприклад, Ba3(PO4)2, Bi2S3:

ДР = (2S)2×(3S)3 = 108S5 .

Задача 4. Змішано рівні об’єми 0,02 М розчинів хлориду кальцію та карбонату натрію. Чи утвориться осад карбонату кальцію?

Алгоритм розв’язання
Коротко записати умову задачі.
Дано:			1.	Оскільки при змішуванні вихідних розчинів
V (CaCl2) = V (Na2CO3)				загальний об’єм розчину зростає удвічі,
CM	= 0,02 M			концентрації	[Ca2+]	та	[CO32– ] удвічі
чи випаде Ca2CO3 в				зменшуються. Таким чином,
осад?				[Ca2+] = [CO32– ] = 0,01 моль/л
			2.	Знайти добуток концентрацій іонів:
				[Ca2+]×[CO32– ] = (0,01)2 = 1×10–4

3.У таблицях знайти значення ДР (CaCO3) і порівняти з одержаним добутком концентрацій іонів: ДР (CaCO3) = 4,8×10–9 .

[Ca2+]×[CO32– ] > ДР, отже розчин перенасичений відносно карбонату кальцію і утвориться осад. При точніших розрахунках, застосовуючи добуток розчинності, слід враховувати коефіцієнт активності. Розчинність

малорозчинного електроліту типу AmBn, який дисоціює за схемою: AmBn mAn+ + nBm– , можна обчислити за формулою:

	S = m + n	ДР	.
		m m ×n n

Задача 5. Обчислити рН шлункового соку, якщо кислотність його зумовлена вмістом соляної кислоти, концентрація якої 1,5 % і r»1.

Алгоритм розв’язання

1.Спочатку проводять перерахунок % концентрації кислоти у молярну за формулою:

25

	=	10 × C% ×r		=	10 ×1,5 ×1		3
C M							= 0,4109 моль/дм .
			Мr ( HCl)		36,5

2.Використовуючи формулу для обчисленняконцентрації іонів водню в розчинах сильних електролітів, проводять визначення [H+] за формулою:

a –	[H+] = Cм×a×n, де
	ступінь дисоціації;
С	– молярна концентрація сильного електроліту, моль/дм3;
м
n –	число іонів водню.

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 6. Водневий показник рН артеріальної крові дорівнює 7,36. Обчислити молярну концентрацію іонів водню в крові.

Алгоритм розв’язання

Використовуючи формулу водневого показника, обчислюють [H+]:

_

pH = –lg[H +]; 7,36 = –lg[H +]; –7,36 = lg[H +]; lg[H+] = 8,64 ; [H+] = 4,36×10–8 моль/дм3.

Задача 7. Обчислити константу і ступінь гідролізу, а також рН 0,1 М розчину хлориду амонію. Конст. дис. NH4OH дорівнює 1,77×10–5 .

Алгоритм розв’язання

1.Записують формулу для обчислення константи гідролізу солі, утвореної катіоном слабкої основи і аніоном сильної кислоти:

	Кгідр =	КН2О	,	де
		Кдис (NH 4 OH)

Кдис(NH4OH) – константа дисоціації слабкої основи (тобто гідроксиду амонію NH4OH);

КН2О – іонний добуток води;

Кгідр – константа гідролізу солі.

2. Підставляють значення і обчислюють Кгідр.:

	Кгідр =		10−14			= 5,65×10–10 .
				×10−5
	1,77
3.	Записують рівняння гідролізу цієї солі:
	NH4Cl + HOH			NH4OH + HCl;
	NH4+ + HOH			NH4OH + H+; pH < 7.
4.	Записують формулу визначення ступеня гідролізу:

26

hгідр = Кгідр , де Ссолі

Кгідр. – константа гідролізу солі; Ссолі – молярна концентрація солі;

hгідр. – ступінь гідролізу.

5. Підставляють значення і обчислюють hгідр:

hгідр = 5,65×10−10 = 7,52×10–5 = 7,52×10–3 % 0,1

6. Обчислюють концентрацію іонів водню за формулою:

[H+] = Кгідр × Ссолі

7. Підставляють значення і обчислюють [H+]:

[H+] = 5,65×10−10 ×10−1 = 56,5×10−12 =7,52×10–6 моль/дм3.

8. Підставивши значення [H+], обчислюють рН:

pH = –lg[H +];pH = –lg7,52 ×10–6 = 6 – lg7,52 = 6 – 0,88 = 5,12

б) Задачі для самостійного розв’ язання

1.Обчислити a і [H+] в 0,1 М розчині гіпохлоритної кислоти HClO (К=5×10–8 ). Відповідь: 7×10–4 ; 7×10–5 моль/л.

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

Відповідь: 1,77×10–5 ; 4,75.

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

4.Чи випаде в осад BaSO4 при змішуванні рівних об’ємів 0,01 М розчинів хлориду барію і сульфату натрію? ДР (BaSO4) = 1,1×10–10 при 25 0С. Відповідь: так.

5.Обчислити розчинність у моль/л та в г/л: а) сульфату барію; б) оксалату

кальцію, ДР (CaC2O4) = 4×10–9 .

Відповідь: а) 1,05×10–5 моль/л, 2,45×10–3 г/л; б) 6,32×10–5 моль/л, 8,09×10–3

г/л.

6.Із поданого переліку написати в молекулярному та йонному вигляді рівняння гідролізу тих солей, які йому піддаються: ціанід калію, фосфат літію, карбонат хрому (ІІІ), нітрат калію, хлорид міді (ІІ), хлорид кальцію, сульфід калію, сульфат заліза (ІІ), сульфід алюмінію, ацетат амонію, хлорид заліза (ІІІ), фосфат калію, гідрофосфат натрію. Вказати рН середовища.

27

7.Обчислити рН розчину, константу та ступінь гідролізу сульфіду натрію в

0,1 М розчині. Константа дисоціації H2S дорівнює 6,2×10–8 .

Відповідь: рН = 10,11; Кгідр.= 1,6×10–7 ; hгідр. = 1,26×10–3 .

8.Вміст хлоридної кислоти в шлунковому соці людини складає 0,4 %. Обчислити рН шлункового соку, якщо його густина дорівнює 1 г/см3. Відповідь: рН = 0,97.

ЛІТЕРАТУРА

1.А.С.Мороз, А.Г.Ковальова. Фізична та колоїдна хімія. Львів, “ Світ”. – 1994. – С.48-55Н.Л.Глінка. Загальна хімія. Л., 1985. – С.215-222.

2.Н.Л.Глинка. Общая химия. Л., 1985. – гл.XIII, § 91. – С.243-249; §§ 82-88.

– С.225-237.

3.Е.М.Соколовская и др. Общая химия. Изд. МГУ, 1980. – гл.7, §§ 4,5. –

С.233-270.

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

С.131-135; 141-151.

Зміст та методика проведення заняття.

І. Перевірка домашньої підготовки та пояснення незрозумілих питань. ІІ. Розгляд найважливіших питань теми.

Методика обчислення константи і ступеня іонізації слабких електролітів за законом розведення Оствальда, концентрації водневих і гідроксильних іонів у розчинах кислот і основ, розчинності важкорозчинних електролітів за величиною ДР, іонної сили розчинів, а також коефіцієнта активності і активної концентрації іонів.

ІІІ. Розгляд методики виконання лабораторної роботи.

ІV. Лабораторна робота. Реакції у водних розчинах електролітів

Завдання 1. Реакції з утворенням осаду.

В одну пробірку налийте 3-4 мл розчину сульфату міді (ІІ), у другу – стільки ж розчину хлориду кальцію, у третю – сульфату алюмінію. В першу пробірку додати розчину гідроксиду натрію, у другу – ортофосфату натрію, а у третю – нітрату барію. Відмітити колір осадів та скласти рівняння реакцій.

Завдання 2. Реакції з утворенням малодисоційованої сполуки:

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

2)в пробірку налити біля 10 мл сульфату міді (ІІ) і додати розчин гідроксиду

натрію до утворення осаду. Потім долити сірчану кислоту до розчинення осаду.

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

28

Завдання 3. Зміщення рівноваги в розчині аміаку.

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

Завдання 4. Умова утворення осаду.

У дві пробірки внести по 2-3 краплі розчину сульфату заліза (ІІ). В одну із них додати такий же об’єм сірководневої води, в другу – розчину (NH4)2S. Користуючись величиною ДР пояснити утворення осаду в одному випадку і його відсутність у другому.

Завдання 5. Умови розчинення осадів в результаті хімічної взаємодії:

1)у дві пробірки внести по 3 краплі розчину нітрату срібла. В одну додати 3 краплі розчину карбонату натрію, у другу – такий же об’єм хлориду натрію; до обох осадів додати по 4–5 крапель азотної кислоти. Який із осадів розчинився і чому?

2)в одну пробірку внести 2 краплі розчину сульфату заліза (ІІ), у другу – 2 краплі сульфату міді. В кожну із них додати по 2 краплі розчину сульфіду амонію, а до осадів – по 5–7 крапель 2 н. розчину соляної кислоти. Який із сульфідів розчиниться і чому?

3)до 4–5 крапель розчину солі ртуті (ІІ) додати краплями розчин йодиду калію до утворення осаду, відмітити колір і додати надлишок розчину йодиду калію. Що відбувається? Написати рівняння реакцій.

V. Обговорення результатів роботи та зарахування теми.

Заняття № 6

Тема: Властивості буферних розчинів та їх роль в біосистемах. Приготування буферних розчинів, визначення буферної ємності

Значення матеріалу теми. Одною з характерних властивостей внутрішнього середовища живих організмів є постійна концентрація водневих іонів. Так величина рН сироватки крові рівна 7,4, шлункового соку біля одиниці; секрет підшлункової залози має кислотність 7,5 - 8 одиниць рН. Постійність значень рН біологічних рідин в організмі забезпечується дією ряду фізіологічних механізмів, а також буферними системами, основними з яких є білкова, гемоглобінова, фосфатна, карбонатна. Зміна рН біологічних рідин свідчить про проходження патологічних процесів, що може служити діагностичною ознакою деяких захворювань. Тому вивчення складу буферних

29

систем, механізмів їх дії буде сприяти більш глибокому пізнанню біологічних процесів.

Мета заняття: Вивчити суть поняття буферні системи, їх склад і типи та механізм їх дії. Навчитись проводити розрахунки, пов’язані з приготуванням буферних розчинів.

Форма заняття: лабораторно-практичне.

Домашня підготовка до заняття

І. Засвоїти основний матеріал навчальної програми

Буферні розчини, їх класифікація. Рівняння Гендерсона-Гассельбаха. Механізм буферної дії.

Буферна ємність. Буферні системи крові. Бікарбонатний буфер, фосфатний буфер. Білкові буферні системи. Поняття про кислотно-основний стан крові.

ІІ. Дати письмові відповіді на контрольні запитання

1.Що таке буферна система, які є типи буферних систем? Назвіть приклади найважливіших буферних систем і наведіть їх склад.

2.Поясніть механізм дії фосфатної буферної системи.

3.Виведіть рівняння Гендерсона-Гассельбаха для розрахунку концентрації іонів Н+ та рН на прикладі гідрокарбонатного буфера. Від яких факторів залежить величина рН буферних систем?

4.Поясніть вплив розведення та додавання розчинів сильної кислоти або лугу на величину рН буферної системи.

5.Буферні системи крові, їх склад, механізм дії та біологічне значення.

6.Що таке буферна ємність? Від яких факторів вона залежить? Наведіть рівняння для розрахунку буферної ємності за кислотою та за лугом.

7.Які буферні системи крові мають найбільшу буферну ємність і чому?

ІІІ. Розв’ язати задачі

а) Алгоритми розв’ язування типових задач

Задача 1. Розрахувати об’єми 0,1 М розчинів СН3СООН і СН3СООNа, які необхідно змішати, щоб приготувати 200 мл буферу з рН = 5,24.

Алгоритм розв’язання 1. Коротко записати умову задачі.

Дано:	2.	Обчислити [H+] в буферному розчині:
C(CH3COOH)= 0,1 моль/л		[H+] = antilg(–5,24) = 5,76 ×10–6 моль/л
C(CH3COONa)=0,1 моль/л	3.	Записати формулу для розрахунку [H+]:
		30