Точка эквивалентности устанавливается по появлению устойчивого синего окрашивания крахмала.

Исследуемый раствор: аскорбиновая кислота, приготовленная из расчета 0,8 г/л.

Рабочий раствор: I2, Сэ = 0,01 моль экв/л. Индикатор: раствор крахмала.

Способ титрования: прямое титрование восстановителя (аскорбиновая кислота) окислителем (раствор I2).

В коническую колбу пипеткой отмерьте 10 мл раствора аскорбиновой кислоты, добавьте 2-3 капли крахмала и титруйте раствором йода до синего окрашивания. Титрование проводите 3 раза, результаты должны отличаться между собой не более чем на 0,1-0,2 мл. Занесите их в табл. 21.

Таблица 21

сделайте вывод о чистоте препарата. При этом необходимо учесть, что медицинский препарат содержит 99 % кислоты, пищевой – не менее 94 %.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Назовите условия титрования восстановителей раствором йода (рН среды, температура), дайте объяснения.

2.Напишите реакцию между тиосульфатом натрия (Na2S2O3) и раствором йода. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента раствора аскорбиновой кислоты по результатам

70

РАБОТА 19. МЕТОД ЙОДОМЕТРИИ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ СВОБОДНОГО ХЛОРА В ВОДЕ (для медико-профилактического факультета)

Метод йодометрии дает возможность определять как окислители, так и восстановители благодаря промежуточному

используют метод йодометрии для определения чистоты питьевой воды (бром, остаточный хлор), анализе хлорной извести, используемой для дезинфекции, анализе сельскохозяйственных ядов (определение Cu2+ в хлорокиси меди).

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1.Ознакомиться с возможностями метода йодометрии, научиться писать уравнения реакций.

2.Научиться выбирать метод и условия титрования, рабочий раствор при определении окислителей и восстановителей.

3.Научиться решать задачи на определение содержания веществ в растворе.

ЗАДАНИЕ:

Выполните йодометрическое определение содержания свободного хлора в воде. Напишите отчет по лабораторной работе.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

Определение свободного хлора в воде основано на вытеснении йода из йодидов по реакции:

Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl

Выделившийся йод может быть оттитрован раствором Na2S2O3: 2 Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6

Исследуемый раствор: водопроводная вода.

Рабочий раствор: тиосульфат натрия Na2S2O3, Сэ = 0,05 моль экв/л.

Вспомогательный раствор: 10 % раствор KI. Индикатор: раствор крахмала.

Способ титрования: по замещению.

71

В коническую колбу пипеткой отмерьте 20 мл анализируемой водопроводной воды, добавьте 10-15 мл 10 % раствора KI, и титруйте выделившийся йод рабочим раствором тиосульфата натрия до соломенно-желтой окраски. Добавьте несколько капель крахмала и синий раствор дотитруйте до обесцвечивания. Титрование проводите 3 раза. Результаты должны отличаться между собой не более чем на 0,1-0,2 мл. Занесите их в табл. 22.

Таблица 22

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Объясните, почему невозможно прямое определение С12 йодометрическим методом, если ЕоС12/2С1- = 1,36 В, ЕоI2/2I- =

0,54 В.

2.Почему при определении окислителей йодида калия берут в несколько раз больше, чем требуется по уравнению?

3.Запишите закон эквивалентов в случае титрования по замещению.

4.Назовите условия титрования при определении окислителей (температура, рН, количество вспомогательного раствора), дайте объяснения.

5.Когда добавляют индикатор при йодометрическом определении окислителей и почему?

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 138-139.

72

РАБОТА 20. ФОТОКОЛОРИМЕТРИЯ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ Fe (III)

В МИНЕРАЛИЗОВАННОЙ ПЛАЗМЕ КРОВИ (для лечебно-профилактического и педиатрического факультетов)

Железо по его биологической роли относится к биометаллам, а по количественному содержанию (до 5 мг в организме взрослого человека) – к микроэлементам. Содержится железо в составе гемоглобина (70%), в составе миоглобина (5-10 %), остальное – в составе Fe-содержащих белков (ферритина, трансферрина). Недостаток железа в организме приводит к анемии, избыток (сидероз) может привести к нарушению деятельности сердечнососудистой системы, печени, легких.

В плазме крови содержание железа в норме составляет 105 мкг% или 1050 мкг/л.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1.Ознакомиться с возможностями фотоколориметрического анализа.

2.Научиться работать на ФЭК.

3.Освоить методику приготовления проб на анализ.

4.Научиться пользоваться калибровочным графиком.

5.Научиться оценивать содержание железа (Ш) в исследуемом растворе.

ЗАДАНИЕ:

Выполните фотоколориметрическое определение содержания ионов Fe3+ в плазме крови, мкг/л, сравните с нормой, сделав вывод. Представьте отчет.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

В основе фотометрического определения содержания ионов Fe3+ в плазме лежит образование прочных окрашенных комплексов:

Fe3+ + nSCN- ↔ [Fe(SCN)n]3-n

Оптическую плотность раствора, содержащего указанные комплексные ионы, определяют на ФЭК при λ = 500 нм (синезеленый светофильтр), т.к. оптическая плотность при этом максимальна.

73

В мерную колбу на 50 мл внесите пипеткой 5 мл плазмы № , прибавьте 2,5 мл раствора НС1 и перемешайте. Затем прибавьте 5 мл раствора NH4SCN и доведите объем раствора до метки водой. После перемешивания налейте раствор в кювету и измерьте оптическую плотность на ФЭК. Введите поправку на оптическую плотность «холостой» пробы. «Холостая» проба готовится аналогично, но она не содержит плазму.

Из Dоп. вычтите Dхол. и по калибровочному графику определите содержание железа (Ш) в пробе. Определение повторите три раза. Результаты занесите в табл. 23.

По среднему значению массы железа в пробе рассчитайте содержание железа в 1 л исследуемой плазмы, мкг/л. Сравните с нормой. Оцените относительную ошибку определения.

Таблица 23

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Предложите окислитель, который можно использовать при подготовке плазмы на анализ для перевода железа (П) в железо (Ш).

2.Как повлияет увеличение концентрации ионов SCN- на смещение равновесного процесса образования комплексного иона?

3.Дайте название комплексному иону.

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 279-281; 6. С. 349-351.

74

РАБОТА 21. ФОТОКОЛОРИМЕТРИЯ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ Fe (III)

В ПИТЬЕВОЙ ВОДЕ (для медикопрофилактического факультета)

Питьевая вода должна быть безопасна в эпидемическом отношении, безвредна по химическому составу и иметь благоприятные органолептические свойства. Концентрация химических веществ, влияющих на органолептические свойства, встречающихся в природных водах или добавляемых к воде в процессе ее обработки, не должна превышать нормативов. ГОСТ на воду питьевую допускает содержание железа не более 0,3 мг/л.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1.Ознакомиться с возможностями фотоколориметрического анализа.

2.Научиться работать на ФЭК.

3.Освоить методику приготовления проб на анализ.

4.Научиться пользоваться калибровочным графиком.

5.Научиться оценивать содержание железа (Ш) в исследуемом растворе.

ЗАДАНИЕ:

Выполните фотоколориметрическое определение содержания ионов Fe3+ в питьевой воде, мг/л, сравните с предельно допустимой концентрацией (ПДК), сделайте вывод. Представьте отчет по работе.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

В основе фотометрического определения содержания ионов Fe3+

в плазме лежит образование прочных окрашенных комплексов:

Fe3+ + nSCN- ↔ [Fe(SCN)n]3-n

Оптическую плотность раствора, содержащего указанные комплексные ионы, определяют на ФЭК при λ = 500 нм (синезеленый светофильтр), т.к. оптическая плотность при этом максимальна.

В мерную колбу на 50 мл внесите пипеткой 5 мл воды, прибавьте 2,5 мл раствора НС1 и перемешайте. Затем прибавьте 5 мл

75

раствора NH4SCN и доведите объем раствора до метки водой. После перемешивания налейте раствор в кювету и измерьте оптическую плотность на ФЭК. Введите поправку на оптическую плотность «холостой» пробы. «Холостая» проба готовится аналогично, но не содержит исследуемую воду.

Из Dоп. вычтите Dхол. и по калибровочному графику определите содержание железа (Ш) в пробе. Определение повторите три раза. Результаты занесите в табл. 24.

По среднему значению массы железа в пробе рассчитайте содержание железа в 1 л исследуемой воды, мг. Сравните с ПДК. Оцените относительную ошибку определения.

Таблица 24

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Каковы пути поступления железа в питьевую воду?

2.Какие еще можете предложить методы анализа на содержание железа (Ш) в воде?

3.Предложите методы очистки воды от железа.

4.Как повлияет увеличение концентрации ионов SCN- на смещение равновесия процесса образования комплексного иона?

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 279-281.

76

РАБОТА 22. ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИЙ МЕТОД ОПРЕДЕЛЕНИЯ НИТРАТОВ В ОВОЩАХ И ФРУКТАХ (для медико-профилактического факультета)

Присутствие в продуктах питания нитратов приводит к окислению гемоглобина в человеческом организме. Гемоглобин теряет способность переносить кислород. Кроме того, наличие NO3- и NO2- может привести к возникновению опухолей разной локализации. Допустимая доза для человека составляет 300-325 мг NO3- в сутки.

Наиболее простой в исполнении и наиболее современный метод анализа овощей – потенциометрический с использованием ионселективного электрода.

Сущность метода анализа NO3- состоит в извлечении нитратов из анализируемого материала раствором алюмокалиевых квасцов с последующим измерением концентрации NO3- в полученной вытяжке с помощью ИЭ- NO3--01 электрода. Ограничением использования этого метода анализа служит 25-кратный избыток по отношению к NO3- галогенид-ионов и присутствие плохо смываемых примесей в образце.

Предел надежного определения NO3- 30 мг/кг. Результаты анализа NO3- в различных овощах после сравнения их с предельно допустимыми позволяют провести оценку пригодности продуктов питания с санитарно-гигиенической точки зрения.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

На примере анализа продуктов питания расширить и закрепить знания по теоретическим основам электрохимии, научиться работать на иономере с NO3- селективным электродом.

ЗАДАНИЕ:

Приготовьте к анализу пробу выбранных овощей. В вытяжке из овощей раствором квасцов проведите замер потенциала NO3- селективного электрода. Определите содержание NO3- в пробе. Составьте отчет.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

77

Подготовка к исследованию: отбор проб для анализа:

-картофель (клубни) моют водой, вытирают досуха и разрезают вдоль оси на четыре части, берут от клубня ¼ часть;

-свеклу и другие корнеплоды моют, сушат, срезают шейку и тонкий конец корня, разрезают вдоль оси и берут ¼ часть;

-томаты, огурцы, кабачки – как картофель;

-бахчевые разрезают вдоль оси на сегменты 6-8 см толщиной, на анализ берут 2-4 сегмента с противоположных сторон, снимают верхний слой, убирают семена;

-зелень моют, сушат между листов фильтровальной бумаги. Отобранные пробы измельчают на терке, мясорубке. измельченный материал (масса пробы 10 г) помещают в стакан, добавляют 50 мл 1 % раствора квасцов и перемешивают на мешалке 3 минуты. Можно отжать сок, взять 10 мл его, добавить 50 мл 1 % раствора квасцов, перемешать в течение 3 минут.

По стандартным растворам KNO3 (10-1, 10-2, 10-3, 10-4 м) строят график, где по оси Y откладывают величины потенциалов,

График представляет собой прямую и является калибровочным.

Виспытуемом растворе рСNO3 находят графически,

замерив величину потенциала ЭМ-NO3-01 в этом растворе.

Сравнивают эту величину с предельно допустимой концентрацией NO3- на данную продукцию (табл. 25) и делают вывод о ее качестве.

Таблица 25 Допустимые уровни содержания NO3- в продуктах

растениеводства САНПиН 42-123, 4619-88

78

картофеля, моркови, свеклы, лука репчатого, яблок, груш, баклажанов, кабачков

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

79

1.Чем объясняется токсическое действие нитратов на организм человека?

2.Объясните механизм возникновения потенциала на мембране ионселективного электрода.

3.В чем заключается сущность прямой потенциометрии с ионселективным электродом?

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 337, 475, 484; 6. С. 672-677.

80

РАБОТА 23. ОПРЕДЕЛЕНИЕ АКТИВНОЙ И ОБЩЕЙ КИСЛОТНОСТИ ЖЕЛУДОЧНОГО СОКА МЕТОДОМ ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОГО ТИТРОВАНИЯ (для лечебно-профилактического и педиатрического факультетов)

Особенностью жизнедеятельности организма является кислотноосновной гомеостаз – постоянство рН всех биологических жидкостей, тканей и органов. Так, например, рН желудочного сока, выделяемого клетками слизистой оболочки желудка, колеблется в интервале 0,9-1,1, что обусловлено высокой концентрацией ионов гидроксония Н3О+.

В практике клинических исследований представляет интерес фракционный анализ желудочного сока на кислотность. При этом различают следующие виды кислотности: активную - обусловлена содержанием свободной соляной кислоты, резервную – определяется запасом слабоионизирующихся кислот, и, наконец, общую – представляет собой сумму активной и резервной кислотности. Для анализа желудочного сока на содержание в нем соляной кислоты в клинических лабораториях используют следующие методы анализа: объемный анализ с визуальной индикацией точки конца титрования (нейтрализация, аргентометрия), фотометрический, потенциометрический. Из указанных наиболее точным является метод потенциометрии: погрешность потенциометрического титрования составляет 0,5-1 %, а при титровании с индикаторами – 1,5-2 %. Кроме того, достоинством потенциометрического метода анализа является возможность анализа мутных и окрашенных биологических жидкостей.

Клинический анализ желудочного сока на активную и общую кислотность потенциометрическим методом позволяет осуществить правильный выбор препарата для коррекции кислотно-щелочного равновесия.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1. Изучить основы потенциометрии как физико-химического метода исследований.

81

2.Овладеть методом потенциометрического титрования на примере анализа желудочного сока на активную и общую кислотность.

3.На основании результатов потенциометрического титрования провести расчет активной и общей кислотности желудочного сока в ммоль/л желудочного сока.

4.Сделать вывод о содержании НС1 в исследуемой пробе - норма, гипоили гиперкислотность.

5.Предложить препараты для коррекции нарушенного кислотнощелочного равновесия, если таковое обнаружено.

ЗАДАНИЕ:

1.Выполните кислотно-основное потенциометрическое титрование предложенной пробы желудочного сока в соответствии с методическими указаниями.

2.Проведите расчет активной и общей кислотности желудочного сока в ммоль/л.

3.Сделайте вывод о содержании НС1 в исследуемой пробе – норма или патология, руководствуясь следующими данными: в условиях базальной секреции общая кислотность желудочного сока в норме колеблется от 40 до 60 ммоль/л. Предложите, при необходимости, препараты для коррекции нарушенного кислотно-щелочного равновесия.

4.Оцените возможности и преимущества предложенного метода анализа биологической жидкости в сравнении с известным вам методом нейтрализации с визуальной индикацией точки конца титрования.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ

РАБОТЫ:

Анализ желудочного сока на активную и общую кислотность проводят на рН-метре со стеклянным и хлорсеребряным электродами. Для этого с помощью пипетки переносят в стаканчик 20 мл желудочного сока, разбавленного непосредственно перед работой в 10 раз, и опускают в него промытые и осушенные электроды. Измеряют значение рН желудочного сока и заносят в таблицу. Затем приступают к процедуре титрования, используя в качестве рабочего раствора титрованный раствор NaOH концентрации 0,01 моль экв/л. Для

82

этого к анализируемой пробе приливают из бюретки по 1,0 мл раствора щелочи, каждый раз тщательно перемешивая раствор стеклянной палочкой, и измеряют соответствующее значение рН вплоть до величины рН = 4,0. Далее прибавление щелочи ведут по 0,5 мл до величины рН = 9. Полученные результаты записывают в табл. 27.

На основании табличных данных строят дифференциальную кривую титрования в координатах:

Максимумы на дифференциальной кривой титрования соответствуют точкам эквивалентности взаимодействующих растворов. После окончания опыта содержимое стаканчика выливают, промывают электроды дистиллированной водой и погружают в стакан с водой или буферным раствором. Кислотность желудочного сока рассчитывают на основе закона эквивалентов.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Сущность потенциометрического метода исследования. прямая потенциометрия. Понятие о потенциометрическом титровании.

2.Какой электрод применяется в качестве индикаторного при кислотно-основном потенциометрическом титровании? Дайте краткое описание.

3.Выбор титрантов при кислотно-основном титровании.

4.Как определяется точка эквивалентности при потенциометрическом кислотно-основном титровании?

5.На чем основаны расчеты в титриметрическом анализе?

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 377-378, 485-488; 6. С. 677-680.

83

РАБОТА 24. ТЕОРИЯ ПРОИЗВЕДЕНИЯ РАСТВОРИМОСТИ. ОБРАЗОВАНИЕ ОСАДКОВ В ОРГАНИЗМЕ ЧЕЛОВЕКА И ИХ РАСТВОРЕНИЕ

Ежедневно в организм человека поступают с пищей различные минеральные соли, которые участвуют в обменных процессах и обеспечивают нормальную жизнедеятельность всех тканей и органов.

Наряду с хорошо растворимыми солями в организме содержится значительное количество солей, обладающих низкой растворимостью. Это, в основном, соли кальция и магния: фосфаты, гидроксофосфаты, сульфаты, фториды, оксалаты, карбонаты, ураты. При нормальном обмене эти вещества находятся в виде ионов в биологических субстратах, моче, крови, лимфе, а при значительных концентрациях – в виде взвести, представляющей собой коллоидно-дисперсную систему, стабилизированную белками.

При некоторых патологических состояниях, когда белки не выполняют своей защитной функции, эти труднорастворимые соли выпадают в осадок.

Исследования показали, что пересыщенными по ионам труднорастворимых солей Са2+ и Мg2+ в организме человека в условиях патологии могут быть следующие биологические жидкости: желчь, моча, слюна и панкреатический сок. Следовательно, только в этих жидкостях осаждаются труднорастворимые соли. Результатом нарушения растворимости солей является образование песка и камней, что доставляет больным тяжелые страдания.

Для такого заболевания, как подагра, характерно преимущественное отложение мочекислых солей (уратов) в суставах, при мочекаменной болезни – уратов, оксалатов и фосфатов кальция в тканях почек и мочевыводящих путях. В полости рта возможно образование осадка гидроксоапатита в виде зубных камней.

В остальных жидкостях осадки не кристаллизуются, так как все они оказываются насыщенными, либо ненасыщенными по труднорастворимым солям.

85

В организме человека протекают также процессы растворения твердых веществ. В качестве примера можно назвать процесс растворения эмали зубов, приводящей к кариесу, а также некоторых видов образовавшихся камней в печени при терапевтическом применении лекарственных водных растворов

– комплексонов.

Теория произведения растворимости объясняет основные закономерности и условия образования осадков в водных растворах и их растворение.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

Закрепить знания по теории произведения растворимости, в том числе:

1.Научиться рассчитывать произведение концентраций ионов труднорастворимых в воде солей.

2.Усвоить условия образования осадков.

3.Усвоить закономерности и условия растворения осадков при добавлении к ним растворов электролитов.

4.Научиться прогнозировать отношение осадка к добавляемым растворам электролитов с помощью схемы его поведения.

ЗАДАНИЕ:

1.Получить осадки труднорастворимых солей при сливании двух растворов.

2.Определить, в каких случаях полученные осадки растворяются при добавлении к ним растворов кислот, щелочи и соли.

3.Дать объяснение наблюдаемым явлениям на основании теории произведения растворимости.

Опыт 1. Получение и свойства оксалата кальция

Выполнение: В две пробирки налейте по 5-6 капель 0,01М раствора хлорида кальция и в каждую из них добавьте по 5-6 капель 0,01М раствора оксалата натрия. Наблюдайте появление осадка. Затем в одну из них прибавьте 10 капель раствора НСl, а в другую – 10 капель раствора уксусной кислоты СН3СООН. Наблюдайте поведение осадков.

ВЫВОДЫ:

1.Обоснуйте расчетом образование осадка оксалата кальция при сливании двух вышеназванных растворов. Напишите уравнение реакции его образования.

86

2.Составьте схемы поведения осадка при добавлении к нему

растворов кислот НСl и СН3СООН (отношение осадка к кислотам).

3.Объясните, почему осадок СаС2О4 растворяется в растворе соляной и не растворяется в растворе уксусной кислоты.

α СН3СООН = 1,3%, α Н2С2О4 = 31%

Опыт 2. Получение и свойства осадка сульфата бария

Выполнение: В две пробирки налейте по 5-6 капель раствора сульфата натрия и добавьте столько же капель раствора хлорида бария. Наблюдайте появление осадков.

К содержимому одной пробирки добавьте 10 капель 0,1М раствора азотной кислоты, к другой – 10 капель 0,1М раствора щелочи. Наблюдайте изменения, проходящие в пробирках.

ВЫВОДЫ:

1.Запишите уравнение химической реакции образование осадка и объясните, почему осадок образовался.

2.Объясните, почему осадок не растворился.

Опыт 3. Получение и свойства хлорида свинца

Выполнение: Налейте в пробирку 3-4 капли 0,1М раствора нитрата свинца и прибавьте 5-6 капель 0,2М раствора хлорида натрия. К образовавшемуся осадку прибавьте 5-6 капель 0,1М раствора иодида калия и перемешайте. Наблюдайте изменение цвета осадка от белого к желтому.

ВЫВОДЫ:

1.Напишите уравнение реакции образования осадка и объясните, почему осадок образовался.

2.Составьте схему поведения осадка РbCl2 при добавлении KI.

3.Объясните причину образования осадка PbI2.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Какие растворы называются насыщенными?

2.Сформулируйте условия образования осадка.

3.Могут ли возникнуть в плазме крови условия для образования

труднорастворимого осадка оксалата кальция СаС2О4, учитывая, что в ней обычно находится примерно 0,0025 моль/л ионов Са2+ и 0,000022 моль/л ионов С2О42-?

4.Сформулируйте условие растворения осадка.

5.В каких случаях осадок растворяется при добавлении раствора электролитов?

87

6. Предложите терапевтический препарат для растворения почечных камней из оксалата кальция.

ЛИТЕРАТУРА:

2. С. 160-165; 5. С. 56-59.

88

РАБОТА 25. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ

В организме человека представлены все дисперсные системы (ДС). Изучение процессов жизнедеятельности (обмена, пищеварения, многих патологических процессов) невозможно без понимания свойств ДС, различия в их устойчивости, в методах получения и разрушения.

НМС в организме представлены растворами неэлектролитов (например, глюкозы, сахарозы, мочевины) и электролитов (например, растворимые соли натрия, калия, кальция).

К ВМС организма относятся нуклеиновые кислоты, белки, их производные – нуклеопротеиды и липопротеиды, полисахариды

– гликоген, крахмал.

КДС в организме образованы труднорастворимыми солями: оксалатом кальция, фосфатом кальция, карбонатами кальция и магния, солями мочевой кислоты – уратами.

Примером ГДС в организме являются эмульсии – жиры в крови, лимфе, кишечнике.

Многие лекарственные вещества и продукты питания представляют собой истинные растворы, эмульсии, суспензии, аэрозоли. Например, физиологический раствор NaCl или глюкозы - пример НМС. Молоко – прямая эмульсия (эмульгатор

– белок казеин). Лечебные грязи – суспензии. Таблетированные препараты – прессованные порошки. Лекарства для лечения дыхательных путей, дезинфекции и обработки ран и ожогов часто изготавливают в форме аэрозолей.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1.Ознакомиться с общими свойствами ДС, их ролью в жизнедеятельности живых организмов.

2.Овладеть методами получения ДС различных видов.

3.Научиться определять влияние различных факторов на процесс получения ДС.

4.Научиться показывать строение частиц ДФ.

5.Овладеть капиллярным методом определения знака заряда гранулы мицеллы.

ЗАДАНИЕ:

1.Выполните пять лабораторных опытов.

2.Оформите отчет.

89

3. По результатам опытов заполните табл. 28.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

ОПЫТ 1. Получение истинных растворов НМС а) Получение истинного раствора неорганической соли

В пробирку внесите несколько кристалликов неорганической соли и добавьте 1 мл дистиллированной воды.

б) Получение истинного раствора масла в бензоле

В пробирку налейте 3 мл бензола и добавьте 5-6 капель масла, тщательно перемешайте. Какая система образовалась в пробирке? Почему расслоение жидкости не происходит?

ВЫВОДЫ:

1.Укажите условия получения истинных растворов.

2.Покажите строение частиц ДФ в получившихся растворах.

ОПЫТ 2. Получение истинного раствора ВМС

К небольшому количеству сухого размельченного желатина добавьте 5 мл холодной дистиллированной воды. Через 20-30 минут медленно нагрейте на водяной бане до полного растворения желатина.

ВЫВОДЫ:

1.Чем отличается растворение ВМС от растворения низкомолекулярного вещества?

2.Как называются первая и вторая стадии растворения ВМС? В чем заключается их механизм? Почему первой стадии способствует низкая температура, а второй – нагревание?

3.Покажите схему получения раствора ВМС.

4.Покажите строение частиц белка в растворе.

5.Какие факторы влияют на первую и вторую стадии набухания?

ОПЫТ 3. Выделение тепла при набухании

В стаканчик налейте примерно 10 мл воды, опустите термометр

и измерьте температуру. Добавьте в воду примерно 2 г крахмала, перемешайте, снова измерьте температуру.

ВЫВОДЫ:

1.Почему температура изменилась?

2.Будет ли дальнейшее нагревание способствовать растворению крахмала?

90

ОПЫТ 4. Получение золей берлинской лазури по реакции обмена

а) К 5 мл 1 % раствора K4[Fe(CN)6] добавьте 1-2 капли 2 % раствора FeCl3. Какого цвета золь получается?

б) К 5 мл 2 % раствора FeCl3 добавьте 4-5 капель 1 % раствора K4[Fe(CN)6]. Какого цвета золь получается?

в) Определение знака заряда гранулы мицеллы: на фильтровальную бумагу нанесите по 1 капле полученных золей.

ВЫВОДЫ:

1.Напишите реакцию обмена с получением микрокристаллов берлинской лазури.

2.Укажите, какой метод КДС был использован.

3.Укажите стабилизаторы.

4.Постройте частицы золя берлинской лазури с положительно и отрицательно заряженными гранулами.

5.Сделайте вывод о знаке заряда гранул.

6.Подтвердите строение мицелл синего и зеленого золя капиллярным методом.

7.Опишите, как методом электрофореза оценить знак заряда гранулы мицеллы золя.

ОПЫТ 5. Получение грубодисперсных систем а) Получение эмульсии масла в воде

В одну пробирку налейте 3 мл дистиллированной воды, в другую

– 2 мл дистиллированной воды и 1 мл 2 % раствора мыла. В каждую пробирку добавьте 5-6 капель масла и тщательно встряхните.

ВЫВОДЫ:

1.Почему в первой пробирке жидкости быстро расслоились?

2.Объясните образование устойчивой эмульсии во второй пробирке.

3.Нарисуйте строение частиц ДФ в полученной эмульсии, укажите ее тип.

4.Какой метод получения ГДС был использован?

б) Получение пены

Налейте в колбу 10-15 мл воды и через капиллярную трубку продуйте воздух. Повторите опыт, заменив воду раствором мыла.

91

ВЫВОДЫ:

1.Объясните, почему пена не образуется в чистой воде и образуется в растворе мыла?

2.Какую роль выполняет Na-мыло?

3.Зарисуйте строение пены.

4.Какой метод получения ГДС был использован?

в) Получение суспензии СаСО3 в воде

В пробирку насыпьте немного измельченного мела и налейте 5 мл воды. Взболтайте содержимое.

ВЫВОДЫ:

1.Какой из методов получения ГДС был использован?

2.Какой тип суспензии образуется?

3.Напишите строение частиц ДФ суспензии мела.

4.Что выполняет роль стабилизатора?

По результатам опытов заполните табл. 28.

Таблица 28 Сравнительная характеристика дисперсных систем

* - аэрозоль – система в лабораторной работе не исследовалась.

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 491-496, 507-512, 518-523, 533-537; 3. С. 175-178, 188-193; 5. С. 115-118, 125-126; 6. С. 708-715, 751-760.

92

РАБОТА 26. СРАВНИТЕЛЬНАЯ УСТОЙЧИВОСТЬ И МЕТОДЫ ОСАЖДЕНИЯ РАЗЛИЧНЫХ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ

Дисперсные системы имеют различную устойчивость. Известно два вида устойчивости: агрегативная и кинетическая. Агрегативная устойчивость – это устойчивость дисперсной системы к укрупнению частиц дисперсной фазы под действием адсорбционных сил. Адсорбция идет на поверхности раздела фаз, т.е. характерно для гетерогенных систем. КДС и ГДС – гетерогенные системы, следовательно, являются агрегативно неустойчивыми. Они существуют только при наличии стабилизаторов, роль которых могут выполнять электролиты, ПАВ, ВМС. Растворы НМС и ВМС – гомогенные системы, не имеют поверхности раздела фаз, значит являются агрегативно устойчивыми.

Кинетическая устойчивость – это устойчивость дисперсных систем к осаждению частиц дисперсной фазы под действием собственной силы тяжести. Масса частицы дисперсной фазы зависит от ее размера. Дисперсные системы с дисперсной фазой меньше 10-7 м являются кинетически устойчивыми. К ним относятся растворы низко- и высокомолекулярных соединений, коллоидно-дисперсные системы. ГДС – кинетически неустойчивые системы, т.к.размер частиц дисперсной фазы больше 10-7 м.

Для устойчивости КДС и ГДС огромное биологическое значение имеет «коллоидная защита». Например, эмульгаторами жиров являются белки крови: альбумин, лецитин. При нарушении защитных свойств стабилизаторов (при злоупотреблениях алкоголем, воспалительных процессах, нарушениях КЩР) капельки жира оседают на стенках сосудов, что приводит к развитию атеросклероза. Образование желчных и мочевых камней в организме при патологических состояниях связано с нарушением стабилизирующего действия холатов, урохрома, муцина и др. по отношению к билирубину, холестерину, уратам и др. Количественную характеристику защитного действия – «золотое» число – используют для диагностических целей,

93

например, при диагностике менингита, т.к. его значения различны для нормального и патологического состояний.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1.Овладеть методами осаждения различных дисперсных систем.

2.Научиться определять порог коагуляции электролита.

3.Научиться делать вывод об устойчивости системы и факторах этой устойчивости.

ЗАДАНИЕ:

Выполните восемь лабораторных опытов и оформите отчет.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

ОПЫТ 1. Осаждение НМС. Метод замены растворителя (демонстрационный)

К спиртовому раствору йода прилейте воды до выпадения кристаллов йода.

ВЫВОДЫ:

1.Покажите строение структурной единицы спиртового раствора йода.

2.Объясните механизм осаждения йода.

3.Какая дисперсная система образовалась? Покажите строение частицы этой системы.

ОПЫТ 2. Осаждение ВМС (демонстрационный)

В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора белка. В первую

пробирку прилейте разбавленный раствор NaCl. Осаждение не происходит. В эту же пробирку прилейте сухой (абсолютный) спирт или ацетон. Наблюдайте выпадение белка. Во вторую пробирку добавьте сухой спирт, затем разбавленный раствор хлорида натрия. В третью пробирку добавьте кристаллы или концентрированный раствор хлорида натрия. Опишите наблюдения.

ВЫВОДЫ:

1.Каковы факторы устойчивости раствора ВМС? Назовите основной фактор.

2.Зарисуйте схему Кройта и объясните механизм высаливания белков.

ОПЫТ 3. Фракционное высаливание белков

94

Органические растворители вызывают обратимое осаждение белков – высаливание, которое ускоряется в присутствии электролитов. Для фракционного высаливания применяют растворы электролитов различной концентрации.

К 1 мл яичного белка для высаливания добавьте концентрированный раствор (NH4)2SO4 до появления в растворе осадка глобулина в виде отдельных тонких нитей. В эту же пробирку добавьте сухой кристаллический (NH4)2SO4 до насыщения. наблюдайте помутнение раствора за счет выпадения мелкодисперсного осадка альбумина.

ВЫВОДЫ:

1.На чем основано фракционное высаливание?

2.Объясните порядок осаждения белков.

ОПЫТ 4. Осаждение белков кислотами (денатурация). Действие минеральных кислот (азотной)

Реакция осаждения белков азотной кислотой распространена при клинических исследованиях мочи (проба Геллера). Эта качественная реакция также лежит в основе количественного определения белка в моче.

К 5 каплям концентрированной HNO3 прилейте 3 капли раствора белка осторожно, по стенкам пробирки, чтобы жидкости не смешивались. На границе двух жидкостей образуется осадок белков в виде небольшого белого кольца.

ВЫВОДЫ:

1.Каков механизм денатурирующего действия азотной кислоты?

2.Является ли процесс обратимым?

ОПЫТ 5. Осаждение белков солями тяжелых металлов. Адсорбционная пептизация

Соли тяжелых металлов (меди, свинца, ртути, серебра и др.) вызывают осаждение и частичную денатурацию белков. образующиеся осадки внутрикомплексных соединений растворяются в избытке раствора соли данного металла, образуя КДС (адсорбционная пептизация).

К 10 каплям раствора яичного белка добавьте 2 капли 10 % раствора CuSO4. Наблюдайте образование осадка. Добавьте к осадку еще 10 капель раствора CuSO4. Что происходит?

ВЫВОДЫ:

95

1.Каков механизм денатурации при действии соли CuSO4?

2.Напишите уравнение реакции.

3.В чем сущность явления адсорбционной пептизации?

4.Напишите формулу мицеллы полученной КДС.

ОПЫТ 6. Осаждение КДС и ВМС электролитами

В одну пробирку налейте 5 мл золя Fe(OH)3, полученного по реакции гидролиза FeCl3, а в другую – 5 мл раствора желатина. В каждую пробирку добавьте 3-4 капли разбавленного раствора (NH4)2SO4. В первой пробирке наблюдайте помутнение.

ВЫВОДЫ:

1.Объясните, почему при добавлении раствора электролита происходит коагуляция золя и не оседает желатин.

2.Постройте мицеллу золя Fe(OH)3, полученного по реакции гидролиза.

3.Объясните механизм коагуляции золя Fe(OH)3 при добавлении электролита.

4.Сделайте вывод об устойчивости КДС и раствора ВМС.

ОПЫТ 7. Осаждение ГДС (эмульсии)

В пробирку налейте 2-3 мл молока. Затем добавьте 2-3 капли

раствора СаС12, отметьте, что изменений не произошло. пробирку с молоком нагрейте на водяной бане до выпадения осадка.

ВЫВОДЫ:

1.Покажите строение эмульсии. Укажите тип эмульсии и эмульгатора.

2.Объясните, почему не наблюдается коалесценция при добавлении раствора электролита.

3.Опишите механизм «коллоидной защиты».

4.Почему при нагревании выпадает осадок?

ОПЫТ 8. Определение порога коагуляции электролита для золя Fe(OH)3, полученного по реакции гидролиза

В 5 пробирок налейте по 9 мл раствора NaCl различной концентрации, в другие 5 пробирок налейте по 9 мл растворов MgSO4 таких же концентраций. В каждую пробирку добавьте по 1 мл золя Fe(OH)3 и перемешайте. Коагуляцию наблюдайте по появлению помутнения раствора в пробирке. Смотрите в пробирку сверху: если раствор остался прозрачным – коагуляции нет (-), если помутнел – коагуляция есть (+). Результаты

96

наблюдений занесите в табл. 29. Для каждого электролита отметьте пороговую концентрацию.

Рассчитайте для каждого электролита порог коагуляции (Ск) и коагулирующее действие.

ВЫВОДЫ:

1.Покажите строение мицеллы золя Fe(OH)3, полученного по реакции гидролиза.

2.Сравните коагулирующее действие NaCl и MgSO4. Какие ионы вызывают коагуляцию?

3.Объясните различия в коагулирующем действии этих электролитов.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Факторы устойчивости различных ДС.

2.Агрегативная и кинетическая устойчивости.

3.Методы осаждения НМС, их механизм.

4.Высаливание ВМС из растворов. Механизм. Схема Кройта. Лиотропные ряды.

5.Денатурация белков. Виды денатурации. Механизм.

6.Коагуляция КДС. Механизм. Коагулирующее действие электролитов. Порог коагуляции. Правило Шульце-Гарди.

7.Осаждение ГДС. Разрушение эмульсий.

8.Сущность явления «коллоидной защиты».

9.Сравнительная характеристика устойчивости ДС,

ОБРАЗЕЦ ОТВЕТА НА ВОПРОС:

ВОПРОС: к 10 мл отрицательного золя СаСО3 для его коагуляции необходимо добавить 10 мл 10-4 М раствора КС1 или 10 мл 10-6 М раствора А1С13. Определите порог коагуляции и коагулирующее действие каждого электролита. Поясните механизм коагулирующего действия.

ОТВЕТ:

97

Запишем мицеллу золя СаСО3, взяв в качестве стабилизатора Na2CO3. Т.к. гранула имеет отрицательный заряд, коагуляцию вызывают К+ или А13+. Ион А13+ имеет меньший порог коагуляции, чем ион К+, что соответствует правилу ШульцеГарди (Ск = А/Z6). Связано это с механизмом коагуляции. При добавлении электролита коагулирующие ионы (К+ или А13+) адсорбируются на грануле и нейтрализуют заряд. Ионы А13+ нейтрализуют частицу лучше, т.к. величина его заряда больше. Следовательно, для нейтрализации заряда гранулы достаточно меньшего количества ионов А13+, чем К+. При нейтрализации заряда гранулы происходит также сжатие диффузионного слоя, уменьшение ζ. Мицелла теряет свойство удерживать воду. Частицы коллоида теряют заряд (ζ → 0) и сольватную оболочку. Происходит осаждение золя.

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 510-523, 543-545; 3. С. 179-192; 5. С. 118-121, 126-127; 6. С. 718-727.

98

РАБОТА 27. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ рН БИОЛОГИЧЕСКИХ ЖИДКОСТЕЙ

Представления о кислотно-основном равновесии и, в частности, протолитических реакциях необходимы врачу при изучении процессов, протекающих в биологических жидкостях живого организма.

В свете протолитической теории кислотно-основное равновесие, т.е. соотношение протонов и гидроксильных ионов в тканях организма, зависит от общего количества соединений кислотного и основного характера и степени их диссоциации в растворе. Реакция среды биологических жидкостей (желудочный сок, плазма крови, кишечный сок, слюна, моча, желчь, внутриклеточные жидкости) определяется их электролитным составом и биологической функцией жидкостей. Нарушения в деятельности органов, вырабатывающих биологические жидкости, приводят к изменениям рН последних и, наоборот, длительное смещение кислотно-основного равновесия биологических жидкостей вызывает отклонение в работе этих органов.

Лекарственные препараты, применяемые для лечения, претерпевают различные протолитические реакции в водных растворах и желудочном соке, что необходимо учитывать при назначении лекарств, а также при необходимости применения последних в капсулах. Для определения рН растворов электролитов, каковыми являются биологические жидкости организма, в клинике используют следующие методы: колориметрический и потенциометрический.

Колориметрический метод основан на сравнении окраски индикатора в исследуемой пробе с эталонной шкалой, его основное достоинство – экспрессность. Более точным и современным методом определения рН биологических сред является метод потенциометрии, суть которого состоит в измерении ЭДС гальванической цепи (рН раствора), состоящей из индикаторного и вспомогательного электродов, опущенных в исследуемый раствор. При этом различают прямую потенциометрию, позволяющую определять концентрацию

99

свободных ионов гидроксония в водном растворе (рН), и потенциометрическое титрование, при котором устанавливается общее содержание кислых слабоионизирующих продуктов обмена. Потенциометрический метод имеет ряд преимуществ перед колориметрическим, а именно: погрешность потенциометрического титрования составляет 0,5-1%, потенциометрия позволяет проводить анализ окрашенных и мутных биологических жидкостей.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1.Овладеть практическими навыками измерения рН биологических жидкостей колориметрическим и потенциометрическим методами.

2.На основании полученных результатов произвести оценку состояния кислотно-основного равновесия исследуемых биологических жидкостей – норма, ацидоз, алкалоз.

3.Объяснить возможное смещение рН биологических жидкостей от нормы. Предложить препараты для коррекции нарушенного кислотно-основного равновесия.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ

РАБОТЫ:

Опыт 1. Колориметрическое определение рН некоторых биологических жидкостей

Колориметрическое определение рН биологических жидкостей проводят с помощью универсальной индикаторной бумаги. Для этого в стаканчик наливают с помощью цилиндра 20-30 мл исследуемой жидкости и погружают в нее полоску индикаторной бумаги, после чего быстро вынимают полоску бумаги и сравнивают ее окраску с цветной шкалой (стаканчики с исследуемыми растворами сохраняют для следующего опыта). Результаты определения заносят в табл. 30.

Опыт 2. Потенциометрическое определение рН биологических жидкостей

Потенциометрическое определение рН растворов проводят с помощью потенциометра со стеклянным и хлорсеребряным электродами. Для этого включают прибор в сеть на 220 В и дают прогреться примерно 20 минут. После этого промывают электроды дистиллированной водой, осушают фильтровальной

100

бумагой, погружают в исследуемый раствор и отмечают показания на шкале прибора. Результаты заносят в табл. 30.

Опыт 3. УИРС (дополнительный)

Исходя из полученного значения рН желудочного сока, рассчитайте, сколько граммов альмагеля нужно принять больному, чтобы повысить рН 0,5л желудочного сока на единицу. Препарат «альмагель» представляет собой гель гидроксида алюминия и служит для нормализации кислотности желудочного сока; содержит 5% гидроксида алюминия. Результат расчета проверьте измерением рН желудочного сока на потенциометре после добавления препарата на потенциометре.

Таблица 30 Результат определения рН исследуемых биологических

жидкостей

ВЫВОДЫ:

1.Сделайте обоснование применения колориметрического и потенциометрического методов определения рН биологических жидкостей.

2.Пользуясь значениями рН исследуемых биологических жидкостей в норме (см. таблицу), оцените состояние последних с позицией кислотно-основного равновесия, а именно: норма, ацидоз, алкалоз.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Сущность колориметрии как метода определения рН растворов электролитов.

101

2.Сущность потенциометрического метода определения рН растворов электролитов. Его преимущества перед колориметрическим методом.

3.Понятия «кислоты», «основания», «амфолита» с позиций протолитической теории.

4.Вычислите концентрацию ионов Н3О+ в следующих растворах: а) моча – рН = 6,1; б) слюна – рН = 6,6; в) лимонный сок – рН = 2,3; г) раствор питьевой соды – рН = 8,5.

5.Каково соотношение концентраций ионов водорода и гидроксильных ионов в воде? лимонном соке? (температура

25оС).

ЛИТЕРАТУРА

2. С. 126-139; 5. С. 37-51; 6. С. 153-172.

102

РАБОТА 28. МЕТОД КОНДУКТОМЕТРИИ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ПРОВОДИМОСТИ ЖЕЛУДОЧНОГО СОКА

Кондуктометрией называют физико-химический метод исследования, основанный на измерении электрической проводимости жидких сред. Кондуктометрия находит применение в биохимических, физиологических, санитарногигиенических и клинических исследованиях. Этот метод используют для определения общего содержания электролитов в различных биологических объектах: плазме крови, желудочном соке, моче, тканевой жидкости, а также в воде, продуктах питания.

Электрическая проводимость клеток и тканей определяется концентрацией свободных ионов, по электрической проводимости судят о проницаемости клеточных мембран для ионов. повышение электрической проводимости указывает на увеличение свободных ионов, уменьшение – на то, что их концентрация падает.

Сущность всех кондуктометрических методов сводится к измерению сопротивления или электрической проводимости.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1.Научиться измерять электрическую проводимость при помощи кондуктометра.

2.Определять значения степени и константы ионизации слабого электролита кондуктометрическим методом.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ

РАБОТЫ:

ОПЫТ 1. Определение электрической проводимости желудочного сока

Опустите датчик в исследуемый раствор для смачивания поверхности ячейки и ускорения процесса установления температурного режима.

Включите прибор. Дайте прибору прогреться 3 мин. Выполните измерение. Умножая данные прибора на постоянную кондуктометрической ячейки, получите величину удельной электрической проводимости.

103

После каждого измерения датчик ополаскивайте водой и подсушивайте фильтровальной бумагой.

Проведите измерение электрической проводимости проб желудочного сока. Электропроводимость желудочного сока зависит, в основном, от содержания в нем соляной кислоты:

Занесите данные в таблицу и сделайте вывод о кислотности.

ОПЫТ 2. Кондуктометрическое определение константы и степени ионизации слабого электролита (СН3СООН) в водных растворах

Замерьте электропроводимость 5 растворов СН3СООН с различной концентрацией. Умножая данные прибора на постоянную кондуктометрической ячейки, получите величину удельной электрической проводимости.

Рассчитайте молярную электропроводимость по формуле: λ = æ/С.

Вычислите молярную электропроводимость раствора при бесконечном разведении по закону Кольрауша: λ∞ = λ+ + λ−, где λ+, λ− - подвижности катионов и анионов (табл. данные).

Вычислите величину константы ионизации для каждого раствора

по закону разведения Оствальда: К 2С .

1

Рассчитайте среднее значение константы ионизации ( К ). Все данные занесите в табл.32.

104

5

Сравните среднее значение константы ионизации со справочным значением и рассчитайте ошибку:

Ошибка% Кс К 100% Кс

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Степень ионизации электролитов.

2.Константа ионизации электролитов.

3.Закон разведения Оствальда.

4.Электрическая проводимость растворов: удельная и молярная.

5.Зависимость электропроводимости от концентрации.

6.Скорость движения ионов. Подвижность ионов. Закон Кольрауша.

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 80-89, 450-464; 2. С. 126-132; 3. С. 45-48; 52-58; 5. С. 82-87; 6. С. 638-651.

105