Metod_Medical_chem_1_Stomat

V(буферу) = 200 мл				[H+] = К(Ск-ти : Ссолі);
рН = 5,24			якщо Ск-ти = Ссолі , то
К(CH3COOH )=1,75×10–5				[H+] = К(Vк-ти : Vсолі)
V(солі) – ?		3.		Підставити значення і розрахувати об’єми,
V(кислоти) –?				прийнявши, що:
				Vк-ти = х, Vсолі = 200 – х
[H+] = K ×	x			5,76×10–6 =1,75×10–5 ×	x
			;			;
	200 - x				200 - x

200 – х = 3,038 · х; х = 200 : 4,038 = 50 мл СН3СООН 200 – х = 200 – 50 = 150 мл СН3СООNа

4. У випадку основного буферного розчину знаходять [H+] (як вказано вище), потім за іонним добутком води концентрацію [OH– ]:

[OH– ] = 10–14 / [H+]

Позначивши через х об’єм основи, а через (V – x) об’єм солі, та знаючи константу іонізації основи К, підставляємо їх у формулу для розрахунку [OH– ] у цьому буфері:

[OH– ] = К×	(C × V)ocн.		;	якщо	Сосн. = Ссолі, то
	(С× V)coлi
	–	Vocн.			x
[OH ] = К×				= K ×			.
		V			V	- x
		coлi			бyф.

Звідси знаходимо об’єми основи і солі, необхідні для приготування основного буфера.

Задача 2. Розрахувати рН буферного розчину, одержаного при змішуванні 40 мл 0,1 М розчину Н2СО3 та 60 мл 0,1 М розчину NaHCO3. Константа іонізації Н2СО3 дорівнює 4,4×10–7 .

Алгоритм розв’язання.
Коротко записати умову задачі.
Дано:	1.	Записати формулу для розрахунку
С (Н2СО3) = 0,1 моль/л		концентрації [H+] у кислотному буфері:
С(NaHCO3) = 0,1 моль/л		+	(C × V) к−ти.
V (Н2СО3) = 40 мл		[H ] = К×			та підставити значення:
			(С × V)coлi
V (NaHCO3) = 60 мл
				0,1×40
К1(Н2СО3) = 4,4×10–7		[H+] = 4,4×10–7 ×				= 2,93×10–7 моль/л
рН (буф. розчину) – ?			0,1×60
	2.	Провести розрахунок рН:
		рН = –lg[H +] = –lg(2,93 ×10–7 ) = –(lg2,93 +
			lg10–7 ) = –(0,466 – 7) = 6,5

31

3.Для розв’язування такого типу задач можна використовувати рівняння Гендерсона-Гассельбаха для кислотного буфера:

рН = рК – lg	[к - тa] ;
	[	]
	ciль
якщо буфер основний, то: рН = 14 –	рК + lg		Cocн.	.
			Ccoлi

Задача 3. Розрахувати буферну ємність крові за кислотою і за лугом, якщо до 100 мл крові:

1)для зміни рН від 7,36 до 7,00 треба додати 36 мл 0,05 М розчину соляної кислоти;

2)для зміни рН від 7,36 до 9,36 треба додати 14 мл 0,1 М розчину

NaOH.

Алгоритм розв’язання
1. Коротко записати умову задачі:
Дано: 1)	2)
Vкрові = 100 мл	Vкрові = 100 мл
VHCl = 36 мл	VNaOH = 14 мл
СHCl = 0,05 моль/л	СNaOH = 0,1 моль/л
DрН = 7,36 – 7,00 = 0,36	DрН = 9,36 – 7,36 = 2
Вк – ?	Вл – ?

2.Записати формули для розрахунку буферної ємності за кислотою і за лугом:

	ВК =	VK × C K	; ВЛ =	VЛ ×C Л
		DpH × Vб yф.		DpH × Vб уф.

3. Підставивши значення, провести розрахунок:

ВК	=	36 ×0,05	= 5×10–2 моль/л;	ВЛ =	14 ×0,1	= 7×10–3 моль/л
	0,36 ×100			2 ×100

б) Вправи і задачі для самостійного розв’ язування

1.Розрахувати об’єми 0,2 М розчину NaH2PO4 та 0,1 М розчину Na2HPO4, необхідні для приготування 200 мл буферного розчину, рН якого 6,98. К = 1,6×10–7 .

Відповідь: 50 мл і 150 мл.

2.Знайти рН буферного розчину, який виготовлено із 150 мл 0,02 М розчину

NH4OH та 200 мл 0,015 М NH4Cl. K N H 4 OH = 1,8×10–5 .

Відповідь: рН=9,25.

32

3.Знайти буферну ємність плазми крові за кислотою і за лугом, якщо до 100 мл плазми:

1)для зміни рН від 7,4 до 3,4 треба додати 10 мл 0,2 М розчину HCl;

2)для зміни рН від 7,4 до 9,4 треба додати 0,8 мл 0,1 М розчину NaOH. Відповідь: ВК = 0,5 моль/л; ВЛ = 0,04 моль/л.

ЛІТЕРАТУРА

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

2.Содовничая А.П. і співавтори. Биофизическая химия, Киев, Вища школа,1986 гл. II, 10.11.

3.Конспект лекцій.

Зміст та методика проведення заняття

І. Уточнення та пояснення незрозумілих питань теми та перевірка домашньої підготовки студентів.

ІІ. Письмова робота за матеріалом теми.

ІІІ. Лабораторна робота. Експериментальне визначення рН. Зміщення рівноваги електролітів.

Завдання 1. Приготувати 50 мл (100) мл буферного розчину, рН якого рівний

– 3,9; 4,28; 6,4; 7,4 або 8,7.

Для виконання даного завдання необхідно:

а) використовуючи дані таблиці, визначити оптимальний компонентний склад буферної суміші вказаного рН.

				Таблиця
Назва	Слабкий	Сіль	Константа іоні-	Межі рН
буферного	електроліт		зації кислоти
розчину			(основи)
Ацетатний	CH3COOH	CH3COONa	1,8×10–5	3,7–5,6
Карбонатний	H2CO3	NaHCO3	4,3×10–7	5,5–7,4
Фосфатний	NaH2PO4	Na2HPO4	6,3×10–8	6,2–8,2
Амонійний	NH4OH	NH4Cl	1,8×10–5	8,4–10,3

a) перевести величину рН буферного розчину в концентрацію іонів водню,

наприклад, рН = 4,28. [H + ]= -a lg pH = -a lg 4,28 = 5,25 ×10−5

	б) використовуючи рівняння [H + ]= K	Ck	розрахувати об’єми кислоти (х),
		Co

солі (50-х), необхідних для приготування, наприклад, 50 мл буферного розчину. Згідно даних таблиці, рН = 4,28 оптимальною буде ацетатна

33

буферна суміш, тому для розрахунку використовуємо К						(СН СООН) = 1,8.10-
					д	3
5. Величину об’єму кислоти (х) розраховуємо із формули:
[H + ]= K	x			50 × [H + ]	50 ×5,25 ×10−5
		;	x =	K + [H + ] =			= 37,2
	50 - x				(1,8 + 5,25)×10−5

х = 37,2 мл СН3СООН, 50 - 37,2 = 12,8 мл CH3COONa

в) шляхом змішування вирахуваних об’ємів розчинів кислоти і солі виготовити буферний розчин.

г) перевірити калориметричним способом відповідність рН виготовленого розчину заданому його значенню.

Завдання 2. Колориметричне визначення величини рН буферного розчину з допомогою набору Міхаеліса .

Із набору Міхаеліса вибирають індикатор нітрофенол, який відповідає приблизним межам величини рН досліджуваного розчину. В пробірку, що містить 0,6 мл досліджуваного розчину додають 0,1 мл вибраного нітрофенолу і ставлять її в середнє гніздо компаратора. В сусідніх гніздах компаратора розміщують стандартні пробірки із ряду даного нітрофенолу, порівнюють кольори стандартних розчинів з кольором досліджуваного розчину. Якщо кольори співпадають, співпадають і величини рН.

Завдання 3. Дослідження впливу розведення і додавання невеликих кількостей кислоти або лугу на значення рН буферного розчину.

а) в пробірку відміряють 1 мл виготовленого буферного розчину і додають 9 мл дистильованої води. Вимірюють рН до і після розведення буферного розчину за допомогою універсального індикатора

б) в дві пробірки відміряють по 10 мл виготовленого буферного розчину. В першу додають 0,5 мл 0,1 М розчину HCl, в другу 0,5 мл 0,1 М розчину NaOH. Визначають рН одержаних розчинів. Зробити відповідні висновки

Завдання 4. Визначення буферної ємності.

а). визначення буферної ємності сироватки крові за кислотою.

Вколбочку для титрування поміщають 15 мл сироватки крові і визначають величину рН. В другу таку ж колбочку відміряють 15 мл контрольного розчину з відомим значенням рН.

Вобидві колбочки вносять по краплі відповідного індикатора, інтервал переходу якого захоплював би величину рН досліджуваного буфкерного розчину.

Титрують із бюретки досліджувану сироватку 0,1 М розчином НСІ до одержання однакового забарвлення індикатора з контрольним розчином. Розрахунок буферної ємності за кислотою проводять згідно формули:

34

Вк =	Vk × Ck		,
	DpH × Vбуф
де Vk і Ck - об’єм і молярність кислоти;		Vбуф – об’єм буферного розчину;

рН − різниця між значенням рН сироватки та контрольного розчину.

б) визначення буферної ємності сироватки крові за основою.

Визначення проводять аналогічно, як у вище описаній методиці, але титрування проводять 0,1 М розчином гідроксиду калію (натрію). Розрахунок буферної ємності за лугом проводять згідно формули:

	Вл =	Vл × Cл	,
		DpH × Vбуф
де Vл	і Cл - об’єм і молярність лугу;
Vбуф –	об’єм буферного розчину;

рН − різниця між значенням рН сироватки та контрольного розчину. ІV. Обговорення результатів роботи та зарахування теми.

Заняття № 7

Тема: Основи титриметричного аналізу. Метод кислотно-основного титрування. Реакції осадження та розчинення

Значення матеріалу теми: Титриметричний аналіз – один з методів кількісного аналізу, який завдяки простій методиці виконання, доступності необхідного лабораторного обладнання та точності одержуваних результатів

– знайшов широке застосування в різних областях хімії, біології, медицини. Без знання складу різних біологічних рідин живих організмів неможливі розуміння процесів, які в них протікають, а точні дані про їх склад дає можливість науково провести обгрунтовану діагностику та лікування. Тому оволодіння методикою титриметричного визначення має практичне значення для лікаря широкого профілю.

Мета заняття. Сформувати системні знання про принципи титриметричного аналізу, теорії методу нейтралізації та оволодіти методикою проведення титриметричних визначень.

Форма заняття: лабораторно-практичне.

Домашня підготовка до заняття

І. Засвоїти основний матеріал навчальної програми.

Основи титриметричного аналізу. Метод кислотно-основного титрування. Кислотно-основні індикатори.

35

Реакції осадження та розчинення. Добуток розчинності. Умови випадання та розчинення осадів. Роль гетерогенної рівноваги за участю солей у загальному гомеостазі організму.

ІІ. Дати письмові відповіді на контрольні запитання

1.В чому полягає процес титрування?

2.Які розчини називаються титрованими?

3.Що називається точкою еквівалентності, точкою нейтральності? В яких випадках кислотно-основного титрування вони співпадають? У яких випадках точка еквівалентності зміщена у лужне або кисле середовище?

4.Які реакції лежать в основі методів об'ємного аналізу? Вимоги, які ставлять до них.

5.На якому законі грунтуються обчислення в об'ємному аналізі?

6.Що являють собою кислотно-основні індикатори (згідно з теорією Оствальда?

7.Що називається інтервалом переходу забарвлення індикатора?

8.Що таке криві титрування, як з їх допомогою підібрати індикатор в кожному окремому випадку титрування?

9.Які види кислотності шлункового соку і у яких одиницях її виражають?

10.Яке значення має вивчення рівноважних процесів у гетерогенних системах? Чому біосистеми належать до гетерогенних?

11.Яка величина є мірою розчинності малорозчинних сполук. Запишіть вираз цієї величини для таких солей: CaF2, Ag2S, Mg3(PO4)2.

ІІІ. Розв’ язати задачі

а) Алгоритми розв’ язування типових задач

Задача 1. Скільки бури необхідно взяти, щоб приготувати 400 мл 0,05 н. розчину?

Алгоритм розв’язання 1. Коротко записати умову задачі:

Дано:			2.	Маса речовини, яка повинна міститися в об'ємі
V= 400 мл = 0,4 л				(V) розчину з молярною концентрацією
СN	= 0,05 моль-екв/л			еквіваленту (См) визначається за формулою:
m(Na2B4O7·10H2O) – ?					m=V·СN·E.
			3. Еквівалент		Na2B4O7·10H2O дорівнює половині
				молярної маси:
				M(Na 2 B4 O 7	×10H 2 O)		381,36
	Е(Na2B4O7·10H2O)=					=		=190,68.
				2			2

4. Підставляючи вихідні дані, одержимо:

36

m(Na2B4O7·10H2O) =		0,4	=	3,8136 г.
		×190,68
0,05

Задача 2. Визначити загальну кислотність шлункового соку, якщо на титрування 10 мл шлункового соку пішло 13,6 мл 0,0485 н. розчину

лугу.
Алгоритм розв’язання
1. Коротко записати умову задачі
Дано:		2. Так як кислотність шлункового соку виражається
V(лугу) = 13,6 мл			у мілілітрах 0,1 н. розчину лугу, який
СN(лугу) = 0,0485 н.			використовується на титрування 100 мл
Кислотність соку – ?			відфільтрованого шлункового соку, то загальна
			кислотність може бути обчислена за формулою:
	V(0,1 н. лугу)·0,1=V(лугу)·СN(лугу);
V(0,1 н. лугу) =			V(лугу) ×С(лугу)	=	13,6 ×0,0485	= 66 мл .
	0,1			0,1

3. Таким чином загальна кислотність шлункового соку дорівнює 66 клінічних одиниць.

Задача 3. 0,2554 безводної соди розчинили у мірній колбі ємністю 100 мл і довели до мітки водою. На 20 мл цього розчину (при титруванні його з метиловим оранжевим) витратили в середньому 12,4 мл 0,0502 н. розчину НСl. Визначити процентний вміст соди у

препараті.

Алгоритм розв’язання

1. Коротко записати умову задачі:

р(Na2CO3)= 0,2664 г

2.

Визначаємо концентрацію досліджуваного

V(колби) = 100 мл = 0,1 л

розчину (задачі) за формулою:

V(проби) = 20 мл

C N (соди) =

V(HCl) ×С(HCl)

=

12,4 ×0,0502

=

V(HCl) = 12,4 мл

V(проби)

20

CN (HCl) = 0,0502 н.

= 0,03112 моль-екв/л .

w( Na2CO3) – ?

3.

Визначаємо масу чистої речовини у даному

об'ємі розчину

m(Na2CO3)= СN (Na2CO3)·V(колби) ·E(Na2CO3).

Враховуючи, що еквівалент безводної соди дорівнює

Е(Na2CO3)=

M(Na 2 CO 3 )

=

106

= 53,

2

2

одержуємо

m(Na2CO3)= 0,03112· 0,1·53 = 0,1649г.

4. Розраховуємо процентний вміст чистої речовини у взятій наважці:

37

w(Na 2 CO 3 ) =	m(Na	2 CO	3 ) ×100%	=	0,1649 ×100	=	61,9 %
		p			0,2664

Задача 4. Чи утвориться осад кальцій оксалату при змішуванні однакових об’ємів розчинів кальцій хлориду і натрій оксалату з концентрацією

0,05 моль/дм3?

Алгоритм розв’язання

1. Записуємо рівняння реакції:

CaCl2 + Na2C2O4 → CaC2O4¯ + 2NaCl

або в йонно-молекулярній формі:

Ca2+ + C2O42– → CaC2O4¯

2.Після зливання однакових об’ємів розчинів загальний об’єм розчину

збільшиться у 2 рази, отже концентрація йонів [Ca2+] і [C2O42– ] відповідно зменшиться і становитиме 0,025 моль/дм3.

3.Визначимо добуток концентрацій йонів (ІД) і порівняємо його з ДР

(CaC2O4), величину якого знаходимо у таблиці.

ІД = [Ca2+] · [C2O42– ] = 0,0252 = 6,25·10–4 ДР (CaC2O4) = 2·10–9

б) Задачі для самостійного розв'язування.

1.Розрахувати вміст соляної кислоти і загальну кислотність шлункового соку в титриметричних одиницях, якщо на титрування 10 мл соку з метиловим оранжевим витратили 3,1 мл 0,098 N розчину лугу, а з фенолфталеїном —

6,0 мл лугу. Відповідь: 30,4; 58,8.

2.Розрахувати масу оксалатної кислоти, яка взаємодіє з КОН за рівнянням:

H2C2O4 + 2КОН = K2C2O4 +2H2O,

необхідної для виготовлення 250 мл розчину з молярною концентрацією еквіваленту 0,1 моль-екв/л.

Відповідь: 1,575 г.

3.Оцтова кислота масою 6,3 г міститься у 200 мл розчину. 10 мл цього розчину титрували 0,1 М розчином КОН, причому в середньому витратили

7,8 мл титранту. Який процентний вміст СН3СООН в зразку? Відповідь: 14,86 %.

4.Обчисліть розчинність аргентум хлориду у воді і виразіть цю величину у г/см3. ДР(AgCl) = 1,8·10–10 .

Відповідь: 1,9·10–3 г/см3.

5.Знайдіть добуток розчинності Mg(OH)2, якщо за температури 180 оС його розчинність дорівнює 1,4·10–4 моль/дм3.

Відповідь:1,1·10–11.

38

ЛІТЕРАТУРА

1.Селезнев К. А. Аналитическая химия. М., Высшая школа, 1973, гл XIX § 13, с. 190–199.

2.Бабков А.В., Горчилова Р.Н, Кононов Н.Н. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М. – 1980.

3.Алексеев В.Н. Количественный анализ.– М.:Химия, 1980.

Зміст та методика проведення заняття

І. Уточнення і пояснення незрозумілих питань теми і перевірка домашньої підготовки студентів.

II. Знайомство з методами об'ємного аналізу. Одержання навичок титрування.

III. Лабораторна робота.

Завдання 1. Визначення загальної кислотності шлункового соку.

Загальна кислотність шлункового соку – це показник, який характеризує сумарний вміст у шлунковому соку речовин кислотного характеру. Кислотність шлункового соку виражається кількістю мілілітрів 0,1 н. розчину лугу, витраченого на нейтралізацію100 мл соку.

Методика визначення. Певний об'єм відфільтрованого шлункового соку перенести піпеткою у колбочку, додати 1–2 краплі фенолфталеїну і відтитрувати 0,1 н. розчином лугу до появи блідорожевого забарвлення, яке не зникає на протязі 20 – 30 секунд. Провести розрахунок загальної кислотності шлункового соку за рівнянням:

V(0,1 н. лугу) = V(лугу) × СN (лугу) ×100 , де V(соку) × 0,1

V(лугу) – об’єм титрованого розчину. KOН (мл), який витрачено на титрування;

V(соку) – об’єм шлункового соку (мл), взятий для визначення; CN(лугу) – нормальність титрованого розчину лугу.

Завдання 2. Кількісне визначення масової частки речовини методом нейтралізації.

Методика визначення. Об’єм одержаного розчину задачі у мірній колбі довести дистильованою водою до мітки та перемішати. Мірною піпеткою відібрати точний об’єм розчину задачі і перенести в колбу для титрування,

39

додати 2–3 краплі метилоранжу і титрувати розчином хлоридної кислоти, нормальність якої була раніше встановлена, до зміни забарвлення індикатора з жовтого у оранжеве від однієї краплі розчину кислоти. Титрування повторити три рази (розходження неповинні перевищувати 0,2 мл) і розрахувати середній об'єм. Одержані дані занести в протокол.

Вміст аналізованої речовини (Х, %) розрахувати за наступним алгоритмом.

1. Розрахувати нормальність аналізованого розчину: Cх = C(HCl) × V(HCl)

Vх

де Сх – нормальність аналізованого розчину;

С(HCl) – нормальність титрованого розчину кислоти; Vх – об’єм аналізованого розчину, мл;

V(HCl) – середній об’єм титрованого розчину кислоти, мл.

2.Обчислити масу аналізованої речовини (mх, г), що міститься у взятій наважці:

mх=Сх·V·Е,

де Сх – нормальність досліджуваного розчину;

V – об’єм мірної колби, в якій розчинена наважка, л;

Е– еквівалентна маса аналізованої речовини.

3.Розрахувати масову частку аналізованої речовини (Х, %):

X = mх ×100 , p

де р – наважка досліджуваної речовини.

Завдання 3. Одержання малорозчинних гідроксидів і вивчення їх властивостей.

До розчинів солей цинку, феруму, магнію і хрому, взятих по 3-5 мл додавати краплями розчину лугу до утворення осадів. Відмітити колір утворених осадів, розділити кожен з осадів на 2 частини: до однієї частини розчину додати надлишок лугу, а до другої – сильної кислоти (HCl, H2SO4 чи HNO3). Написати рівняння реакцій утворення і розчинення осадів Відмітити амфотерні гідроксиди і скласти рівняння їх дисоціації.

Завдання 4. Одержання малорозчинних солей:

1)до розчину солі кальцію додати такий же об’єм амоній оксалату, спостерігаєти утворення осаду, скласти рівняння реакцій;

2)у пробірку з 2-3 мл розчину солі магнію додати 1 мл 2 н. HCl, 1 мл розчину натрій гідрогенфосфату, і тоді додати при перемішуванні розчину аміаку. Записати свої спостереження і рівняння реакції;

40