Методическая разработка

для проведения занятия со студентами

I курса медико-диагностического факультета в I семестре

по общей и биоорганической химии

Тема № 8: Гетерогенные равновесия в системе

«насыщенный раствор-осадок

малорастворимого электролита»

Время: 2,5 часа

1. УЧЕБНЫЕ И ВОСПИТАТЕЛЬНЫЕ ЦЕЛИ:

Сформировать представление о процессе растворения различных веществ в воде, а также о влиянии различных факторов на процессы растворимости. Изучить гетерогенные равновесия в системе труднорастворимый электролит – его насыщенный раствор.

МОТИВАЦИЯ ДЛЯ УСВОЕНИЯ ТЕМЫ:

Изучение свойств растворов дает возможность будущему врачу сформировать представление о многогранной роли растворов и гетерогенных равновесий в жизнедеятельности организма.

ТРЕБОВАНИЯ К ИСХОДНОМУ УРОВНЮ ЗНАНИЙ:

а) понятие о растворах;

б) способы выражения состава растворов;

в) растворимость;

г) ТЭД, теории слабых и сильных электролитов.

В результате проведения занятия студент должен:

1) знать:

• основные положения теории растворов,

• классификация растворов;

• факторы, влияющие на растворение;

• особенности процесса растворения газов, жидкостей и твердых веществ в воде.

2) уметь:

• объяснять причины изменения растворимости различных веществ в воде;

• предсказать тепловой эффект растворения веществ различного агрегатного состояния в воде;

• определять условия образования и растворения осадков на основании значении константы растворимости;

• оценивать влияние добавок различных веществ на устойчивость насыщенных растворов химических соединений и их осадков;

• приводить уравнения химических реакций образования минеральной части костной ткани;

• объяснять причины нарушения образования костной ткани человека с химической точки.

2. СВЯЗЬ СО СМЕЖНЫМИ ДИСЦИПЛИНАМИ:

Умения и навыки, приобретенные при изучении физических свойств растворов, потребуются при изучении медицинской физики и биологии, общей и клинической фармакологии, клинической и лабораторной диагностики.

3. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ПО ТЕМЕ ЗАНЯТИЯ:

3.1 Растворы, растворимость, термодинамика растворения;

3.2 Растворимость газов в воде. Влияние температуры, давления и растворенных электролитов на растворимость газов. Сравнение растворимости газов в воде и плазме крови. Условия возникновения кессонной болезни;

3.3 Растворимость жидкостей друг в друге. Закон распределения Нернста-Шилова как теоретическая основа экстракции;

3.4 Растворимость твердых веществ в воде. Гетерогенное равновесие «труднорастворимый электролит–его ионы в насыщенном растворе». Константа растворимости. Условия формирования осадка труднорастворимого электролита. Гетерогенные равновесия при образовании костной ткани и формирование конкрементов при мочекаменной и желчнокаменной болезнях.

4. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ ЗАНЯТИЯ:

Лабораторная работа № 1

Получение труднорастворимых сульфатов щелочноземельных

металлов и сравнение их растворимости

Оснащение опыта: пробирки, штативы; растворы кальций хлорида, стронций хлорида, барий хлорида, серной кислоты и органический растворитель (ацетон, бензол или толуол).

Серная кислота и все растворимые в воде сульфаты образуют при взаимодействии с растворами солей кальция, стронция и бария белые кристаллические осадки сульфатов:

CaCl₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ ↓ + 2 HCl

Ca²⁺ + SO₄²ˉ → CaSO₄ ↓

SrCl₂ + H₂SO₄ → SrSO₄ ↓ + 2 HCl

Sr²⁺ + SO₄²ˉ → SrSO₄ ↓

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ ↓ + 2 HCl

Ba²⁺ + SO₄²ˉ → BaSO₄ ↓

Методика проведения опыта: Внесите в три пробирки по 5-6 капель растворов солей, содержащих ионы Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺ и добавьте по 2-3 капли раствора серной кислоты. Отметьте скорость появления осадков. Пользуясь значениями констант растворимости, объясните, почему осадок BaSO₄ выпадает практически мгновенно, осадок SrSO₄ – спустя некоторое время, а осадок CaSO₄ может выделиться только из концентрированных растворов солей кальция.

Добавьте в пробирку с раствором соли кальция 1-2 капли органического растворителя (бензола, этилового спирта или ацетона). Что наблюдаете? Почему добавление органических растворителей способствует выпадению осадка кальций сульфата?

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения взаимодействия солей кальция, стронция и бария с серной кислотой. Укажите аналитические эффекты выполненных реакций.

2. Сделайте вывод о растворимости сульфатов кальция, стронция и бария в воде на основании данных о значении Кs.

Лабораторная работа № 2

Получение труднорастворимых галогенидов серебра (I),

их отношение к раствору аммиака.

Оснащение опыта: Пробирки, растворы калий хлорида, натрий бромида, калий иодида, серебро (I) нитрата, водный аммиак.

Серебро (I) нитрат образует осадки со всеми галогенид-ионами, кроме фторид-ионов.

Clˉ + Ag⁺ → AgCl ↓

Brˉ + Ag⁺ → AgBr ↓

Iˉ + Ag⁺ → AgI ↓

Методика проведения опыта: Внести в три пробирки по 5-6 капель растворов солей, содержащих Clˉ, Brˉ, Iˉ, и добавьте к ним по 2-3 капли раствора AgNO₃. Отметьте цвет выпавших осадков. Сравните значение К_S образовавшихся галогенидов и сделайте вывод о том, какой из них является наиболее растворимым, а какой – наименее.

В пробирки с осадками AgCl, AgBr и AgI добавьте избыток раствора аммиака. Что наблюдается? Объясните, почему осадок серебра хлорида хорошо растворяется в избытке реактива с образованием комплексного аммиаката:

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 H₂O,

серебра бромид растворяется в аммиаке в незначительной степени:

AgBr + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Br + 2 H₂O,

а серебро (I) иодид практически не растворяется, даже при большом избытке NH₄OH.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения взаимодействия калий хлорида, натрий бромида, калий иодида с серебро (I) нитратом. Укажите аналитические эффекты выполненных реакций.

2. Напишите уравнения реакций взаимодействия серебро (I) хлорида и серебро (I) бромида с избытком водного аммиака. Сделайте вывод о растворимости серебро (I) галогенидов в воде и аммиаке.

Лабораторная работа № 3

Условия образования осадка труднорастворимого

электролита магний карбоната

Оснащение опыта: пробирки, мерные цилиндры, химические стаканы, растворы магний сульфата и натрий карбоната с молярными концентрациями 0,5 моль/л и 0,005 моль/л.

Осадки труднорастворимых электролитов (солей, оснований или кислот) выпадают из насыщенных или пересыщенных растворов. Осадок не формируется только из ненасыщенного раствора.

В насыщенном растворе [A⁺]·[B‾] = K_s,

В пересыщенном растворе [A⁺]·[B‾] > K_s,

В ненасыщенном растворе [A+]·[B‾] < K_s,

где K_s – константа растворимости труднорастворимого электролита.

Чем меньше K_s, тем ниже растворимость и легче формируется осадок труднорастворимого вещества.

Методика проведения опыта: Получите у лаборанта растворы магний сульфата и натрий карбоната с концентрацией 0,5 моль/л. Рассчитайте произведение концентраций ионов Mg²⁺ и СO₃²‾ в растворе, полученном при сливании равных объемов данных растворов. Сравните полученный результат со значением константы растворимости MgCO₃ и сделайте вывод о характере приготовленного раствора (ненасыщенный, насыщенный или пересыщенный).

Внесите в пробирку 5 мл 0,5 М раствора магний сульфата и добавьте 5 мл 0,5 М раствора натрий карбоната. Что наблюдаете? Отметьте цвет выпавшего осадка. Сделайте вывод о соответствии теории и эксперимента.

Выполните соответствующий расчет и сделайте вывод о возможности выпадения осадка MgCO₃ при сливании равных объемом 0,005 М растворов указанных солей. Внесите в пробирку по 5 мл 0,005 М растворов магний сульфата и натрий карбоната. Что наблюдаете?

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнение взаимодействия магний сульфата и натрий карбоната. Отметьте цвет выпавшего осадка.

2. Приведите расчеты произведения концентраций ионов Mg²⁺ и CO₃²‾ в растворах, полученных при сливании равных объемов исходных и разбавленных растворов MgSO₄ и Na₂CO₃. Сделайте вывод о характере приготовленных растворов и возможности формирования из них осадка труднорастворимого MgCO₃. Совпадают ли теоретические расчеты с экспериментальными данными?

5. ХОД ЗАНЯТИЯ:

Растворы – это гомогенные, устойчивые системы переменного состава, состоящие минимум из двух компонентов: растворителя и растворенного вещества.

Классификация растворов

а) по агрегатному состоянию;

б) по размеру частиц растворенного вещества;

в) по степени насыщенности.

Растворение – это самопроизвольный обратимый физико-химический процесс, включающий три основные стадии.

1. стадия атомизации – разрушение кристаллической решетки растворяемого вещества; процесс эндотермический (D_ат Н > О);

2) стадия сольватации (гидратации) – образование сольватных (гидратных) оболочек вокруг частиц растворенного вещества; процесс экзотермический, (D_сол Н<О);

3) стадия диффузии – равномерное распределение растворенного вещества по всему объему раствора, (D_диф Н ≈ О).

Таким образом, теплота растворения (D_рН) является величиной интегральной:

D_pH = D_атН + D_солН +D_дифН,

где D_pH – тепловой эффект растворения 1 моль вещества в бесконечно большом объеме растворителя.

Как любой обратимый процесс, растворение доходит до равновесия, когда количество частиц, мигрирующих из растворяемого вещества в раствор, равно количеству частиц, перемещающихся из раствора в растворяемое вещество. Раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества, называется насыщенным.

Растворы бывают: ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные (неустойчивы).

Растворимость (S) – это способность вещества растворяться в данном растворителе. Она равна содержанию растворенного вещества в его насыщенном растворе при данной температуре.

Факторы, влияющие на растворимость:

1) природа веществ;

2) температура;

3) давления (для газообразных систем).

Растворение твердых веществ описывается схемой:

А_(к) + Н₂О А_(р-р), D_рН > О

Равновесие «труднорастворимый электролит – его насыщенный раствор» характеризуется при помощи константы растворимости K_s, являющейся частным случаем констант равновесия. Для бинарных электролитов: K_s = [A⁺] · [B‾].

Соответственно,

Растворение газов в воде можно представить схемой:

А(г) + Н₂О А(р-р),D_рН<О

Математически зависимость растворимости газа от давления описывается уравнением Генри (1803 г.):

S = k·p,

где k – константа Генри,

p – давление газа над раствором.

4) на растворимость газов влияет присутствие электролитов в растворе. Эта зависимость описывается уравнением Сеченова (1859 г.):

S = S₀∙e‾^kc

где S и S₀ – растворимость газа в растворе электролита и чистой воде,

с – концентрация электролита,

k – константа Сеченова.

5) концентрация электролита в растворе.

Растворение жидкости в воде можно представить схемой:

А_(ж) + Н₂О А_(р-р)

Если в систему из двух несмешивающихся жидкостей добавить третий компонент, то отношение его концентраций в каждой из двух жидкостей есть величина постоянная при данной температуре (закон Нернста-Шилова).

6. вопросы для самоконтроля знаний:

6.1 Растворы, растворимость, термодинамика растворения;

6.2 Растворимость газов в воде. Влияние температуры, давления и растворенных электролитов на растворимость газов. Сравнение растворимости газов в воде и плазме крови. Условия возникновения кессонной болезни;

6.3 Растворимость жидкостей друг в друге. Закон распределения Нернста-Шилова как теоретическая основа экстракции.

6.4 Растворимость твердых веществ в воде. Гетерогенное равновесие «труднорастворимый электролит–его ионы в насыщенном растворе». Константа растворимости. Условия формирования осадка труднорастворимого электролита. Гетерогенные равновесия при образовании костной ткани и появлении конкрементов при мочекаменной болезни.

1. Рассчитайте концентрацию катионов тяжелых металлов в их насыщенных растворах в моль/л и г/л при температуре 298 K?

(a) AgNCS, K_s = 1,1·10‾¹²

(b) AgI, K_s = 8,3·10‾¹⁷

(c) BaСO₃, K_s = 1,0·10‾⁹

(d) PbS, K_s = 2,5·10‾²⁷

2. К раствору AgNO₃ с молярной концентрацией 0,005 M добавили равный объем раствора KNO₂ с молярной концентрацией 0,001 M. Выпадет ли осадок труднорастворимой соли AgNO₂ из приготовленного раствора? K_s(AgNO₂) = 1,6·10^‾4.

3. Рассчитайте растворимость BaSO₄ (в г/л) в воде, если известно, что константа растворимости данной соли составляет 1,1·10^‾10. Сравните ее растворимость в воде и в растворе Na₂SO₄ .

4. Щавелевая кислота H₂С₂O₄ – это ядовитое вещество, присутствующее во многих растениях, включая шпинат. Кальций оксалат является труднорастворимой солью (Ks = 3,0·10‾⁹ при 25°C), являющейся одним из компонентов почечных конкрементов, образующихся в почках при мочекаменной болезни. Рассчитайте: (a) растворимость CaC₂O₄ в воде (моль/л и г/л), (б) молярные концентрации катионов кальция и оксалат-ионов в насыщенном растворе данной соли.

7. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций;

2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – с. 42-66;

3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – с. 93-112.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Суворов, А.В. Общая химия. /А.В. Суворов, А.Б. Никольский. – СПб: Химия, 1994 г. – с. 266-268.

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В. Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А

06.09.2010

Министерство здравоохранения Республики Беларусь

Учреждение образования

«Гомельский государственный медицинский университет»

Кафедра общей и биоорганической химии

Обсуждено на заседании кафедры ___________________

Протокол №_____________________________________