Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Лабораторный практикум для студентов 1 курса медицинского института, обучающихся по специальности 060101 Лечебное дело
.pdf
Рассмотрим сущность буферного действия на примере ацетатного бу-
Cа
Сосн
pKHpH
a
.
lg]lg[
HAn
An
pKpH
a
lg
фераСН3СОО- / СН3СООН, представляющего собой буферную систему, состоящую из слабой кислотыСН3СООН и сопряженного с ней слабого основанияСН3СОО-. В растворе происходят следующие процессы диссоциации:
СН3СООН ↔ СН3СОО
СН3СООNa → СН3СОО
- +Н+
- очень слабо
-
+ Na+ - полностью
Введение одноименного иона СН3СОО-, почти полностью смещает
равновесие диссоциации слабой кислоты влево.
Добавим сильную кислоту НCl (Н+). Происходит связывание ионов Н+
остатком СН
СОО
3
-
из соли: Н+ + СН
3
СОО
-
↔ СН3СООН;
в результате рН изменяется очень незначительно.
Добавим щелочь NaОН (ОН-). Ионы ОН-связываются с ионами Н+ из
СН
СООН с образованием молекул воды: Н+ + ОН- ↔ Н2О. И снова рН
3
изменяется незначительно.
Каждая из буферных смесей характеризуется определенным рН, кото-
рую смесь стремится сохранить при добавлении к ней кислоты или щелочи.
Этот рН зависит от природы компонентов смеси и их соотношения.
Определение рН буферной смеси на примере ацетатной буферной
смеси: СН
СН3СООН ↔ СН3СОО
[Н+] = ( К·[СН3СООН]) / [СН3СОО
СООН + СН
3
СООNa.
3
- +Н+
Ка =([СН
-
] - это в растворе уксусной к-ты
СОО-][Н+])/[СН
3
СООН]
3
При добавлении к уксусной кислоте СН3СООNaполностью подавляет-
ся ее диссоциация: [СН3СООН] = [кислота]
Так как СН
[СН
[Н
СОО-] = [С
3
+
] = (К·[кислота]) / [осн]; прологарифмируем и изменим знак:
СООNa → СН
3
] , тогда
осн
3
СОО
-
+ Na+полностью диссоциируют, то
lg [Н+] = lg К - lg С осн + lg Са
- lg [Н+] = - lg Ка + lg Сосн – lg Са
где Ка – константа диссоциации слабой
кислоты.
Или
Это уравнение Гендерсона-Гассельбаха для
расчета рН произвольного буферного раствора, гдеAn-и HAn сопряженные
основание и кислота.
Для приготовления буферных смесей с желаемым значением рН необ-
ходимо взять слабую кислоту или основание с соответствующими значениями констант диссоциации, а также подбирать определенные соотношения
компонентов.
Способность буферных смесей противодействовать резкому измене-
нию рН при добавлении к ним кислоты или щелочи является ограниченной.
Предел, в котором проявляется буферное действие, называется бу-
ферной емкостью (В). Она выражается количеством эквивалента вещества
сильной кислоты или основания, которое следует добавить к 1л буферного
61
раствора, чтобы изменить рН на единицу. Она может быть вычислена отно-
раствора
aa
a
VpHpH
VC
B
)(
21
раствора
bb
b
VpHpH
VC
B
)(
12
Название буферной системы
Кислота
Сопряженное основание
Относит.
вклад в буферное действие, %
Место действия
в организме
гидрокарбонатная
Н2СО3
(СО2 ∙Н2О)
НСО
3
-
55
Эритроциты,
межклеточная
жидкость,
плазма, почки
гидрофосфатная
Н2РО
4
-
НРО
4
2-
4
Кровь, клеточная жидкость,
почки
гемоглобиновая
HHbO
2
HHb
HbO
2
-
Hb
-
35
Эритроциты
анионный белковый
+
H3N-Prot-
COO-
H2N-ProtCOO-
7
Плазма крови,
физиологические среды с
рН>6
катионный
белковый
+
H3N-Prot-
COOH
+
H3N-Prot-
COO-
-
физиологические среды с
рН<6
сительно кислоты (Ва) или основания (Вb).
;
где Ваи Вb – буферные емкости по кислоте и основанию соответствен-
но; Саи Сb - концентрации добавленных кислоты и основания; pH1и рН2 - исходные и конечные значения рН раствора; Vaи Vb- объемы добавленных
сильных кислоты и основания.
Биологическое значение буферных систем огромно. В живых и расти-
тельных организмах буферные системы поддерживают постоянство рН в
крови и тканях.
Для поддержания в крови строгого постоянства рН =7,4±0,05 в орга-
низме работают буферные системы:
между собой и функционируют как единое целое. Организм, являясь открытой стационарной системой, использует разнообразные буферы для поддержания кислотно-щелочного баланса и активного противодействия влиянию
внешних факторов, направленных как на снижение, так и на увеличение рН
его жидких сред.
ацидозом, повышение концентрации ионов ОН- - алкалозом. Ацидоз и алка-
лоз могут возникать либо в результате непосредственного поступления в ор-
Все буферные системы крови и тканевых жидкостей тесно связаны
Повышение концентрации ионов водорода (снижение рН) называется
62
ганизм избыточных количеств продуктов с повышенной кислотностью или
Буферный раствор
1 2 3
4
Объем кислоты, мл
10
18 6 2
Объем соли, мл
10 2 14
18
Ск/Сc=Vк/Vс
рН (измеренный)
рН (рассчитанный)
Cа
Сосн
pKHpH
a
.
lg]lg[
щелочностью, либо в результате аномальной генерации или эвакуации из организма таких веществ при различных патологиях.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа № 5
Буферные растворы
Цель работы: овладеть практическими навыками расчета рН и объе-
мов компонентов буферных растворов, научиться готовить буферные растворы, определять способность буферных растворов сохранять рН при добавле-
нии кислот и щелочей, а также при разбавлении.
Реактивы и оборудование: рН – метр, 0,1М растворы гидроксидов
натрия и аммония, соляной и уксусной кислот, ацетата натрия; пробирки,
бюретки, пипетки на 10 мл, стаканчики на 25 -50 мл, стеклянные палочки.
Порядок выполнения
Опыт 1 Определение рН буферных растворов
Приготовьте ацетатные буферные растворы, содержащие различные
количества компонентов, согласно приведенной таблице 1.
Таблица 1 – Данные опыта 1
Используя рН-метр, измерьте рН буферных растворов и занесите ре-
зультаты в таблицу 1. Используя теоретические формулы
сите результаты в таблицу1. Сравните полученные результаты.
Приготовьте ацетатный буферный раствор, содержащий 10 мл 0,1 М
раствора уксусной кислоты и 10 мл 0,1 М раствора ацетата натрия. Измерьте
рН буферного раствора. Результаты занесите в таблицу 2.
Добавьте к раствору 10 мл дистиллированной воды и снова измерьте
рН. Сравните полученные значения и сделайте вывод.
Приготовьте две новые порции буферного раствора и добавьте в них по
2 мл 0,1 М растворов соляной кислоты или гидроксида натрия. Измерьте рН
, рассчитайте рН буферных растворов и зане-
Опыт 2 Определение буферной емкости
63
и занесите результаты в таблицу. Вычислите буферные емкости раствора по
№ раствора
Состав раствора
1
2
3
4
5
6
7
Объем кислоты, мл
10
10
10 2 2
Объем соли, мл
10
10
10
18
18
Объем дистилиров. воды, мл
20
20
рН(1)
Объем добавленной дист. воды,
мл
10
Объем добавленной НС1, мл
2 2 2
Объем добавленного NaOH, мл
2 2 2
рН(2)
Буферная емкость
кислоте и щелочи.
Повторите измерения, используя ацетатный буферный раствор с дру-
гим соотношением компонентов или дистиллированную воду.
Оформите результаты в виде таблицы 2:
Таблица 2 – Результаты опыта 2
1. Какие растворы называются буферными?
2. Приведите уравнения Гендерсона-Гассельбаха.
3. Какие буферные системы действуют в организме?
4. Что такое ацидоз, алкалоз?
5. Что такое буферная емкость по кислоте? Как она определяется?
6. Какую среду будет иметь аммиачная буферная система?
Вопросы по теме:
64
ЗАНЯТИЕ 8
КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА 1
Примерный билет контрольной работы:
1. Тепловой эффект и изменение энергии Гиббса при 25оС для реакции
СО2(г)+ 4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2О(ж) соответственно равны -253,02 кДж/моль
и -130,1 кДж/моль. Определите Δ S для этой реакции.
2. Вычислите энергию активации реакции, если при 300оС константа
скорости равна 2∙10-3 с-1, а при 150оС 5∙10-5с-1.
3. При растворении 13 г неэлектролита в 400 г воды температура кипе-
ния раствора составила 100,453oС. Определить молярную массу растворенного вещества.
4. К 1000г 80% - ной уксусной кислоты прибавлено 3 л воды. Найти
процентную концентрацию (ω) раствора.
5. Вычислите рН раствора аммиака с молярной концентрацией 0,15
моль/л.
6. Напишите уравнение гидролиза (в молекулярной и ионной форме)
хлорида алюминия. Укажите протолитические пары сопряженных кислот и
оснований и рН среды.
ЗАНЯТИЕ 9
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВ
Содержание темы
Строение атомов. Квантовые числа. Принципы заполнения электрон-
ных оболочек атомов. Периодическое изменение свойств элементов и их соединений. s-, p-, d-, f- элементы, валентные электроны, степень окисления.
Основные типы и характеристики химической связи и способы ее об-
разования (ковалентная, ионная, водородная, донорно-акцепторная связь,
сигма- и пи-связи). Пространственное строение молекул.
Наиболее важные понятия: атом, ядро атома, протон, нейтрон, элек-
трон, химический элемент, изотопы, массовое число атома, атомная масса
химического элемента, единица измерения атомных масс. Основные положения современной модели строения атома: двойственная природа электрона,
принцип неопределенности Гейзенберга, электронное облако, атомная орбиталь, квантовые числа, принцип Паули, принцип наименьшей энергии (правила заполнения АО Клечковского), правило Гунда, правило октета, электронная и графическая электронная формула атома. Периодический закон и
система Д.И. Менделеева, периоды, группы – главные и побочные, периодичность свойств атомов элементов главных подгрупп- радиуса атома, заряда
ядра, энергии ионизации, энергии сродства электрона к атому, электроотрицательности, кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов, металлических и неметаллических свойств, окислительных и восстановительных
65
свойств атомов химических элементов. Высшая и низшая степени окисления
атомов.
Ионная связь, критерий образования ионной связи, ионные соединения.
Ковалентная связь, механизмы образования - обменный и донорноакцепторный, понятия о методах ВС и МО. Полярная и неполярная ковалентная связь, энергия и длина связи, кратность связи, полярность связи,
насыщаемость ковалентной связи, валентность (ковалентность), повышение
валентности за счет возбужденного состояния атомов, направленность ковалентной связи, σ- и π- связи, пространственное строение молекул, гибридизация орбиталей. Межмолекулярные взаимодействия, водородная связь, влияние водородной связи на физические и химические свойства веществ, образование химической связи в комплексных соединениях.
Домашнее задание для подготовки к занятиям: ЕОХ, с. 141-191,
ГЗХ, с. 37-54. Задачи и упражнения № № 175-200, 228-247, 257-264, 268-274,
279-282.
Пример САРСа, выполняемого на занятии:
1. Изобразите электронные и графические электронные формулы
атомов биогенных элементов Nа, Са, Bа, O, I, Sr, P, Fe и определите, к какому семейству (s,p,d,f) относится каждый из этих элементов.
2. Атомы элементов-органогенов имеют электронные конфигура-
ции: а) [Ne] 3s2 3p3; в)[Ne] 3s23p4; в) [Ar] 3d104s24p4; г) [Кr]4d105s25p5. Определите их положение в периодической системе химических элементов (номер
периода, номер группы, порядковый номер). Назовите эти элементы.
3. Как изменяются (уменьшаются, увеличиваются, не изменяются) в
ряду химических элементов Nа, Mg, Al, Si, P, S, Cl: а) радиус атома, б) электроотрицательность, в) максимальная степень окисления? Приведите формулы высших оксидов этих элементов.
4. Выберите правильные утверждения: а) все s-элементы являются
активными металлами; б) атомы инертных газов имеют устойчивые электронные конфигурации; в) степень окисления элемента в соединении может
быть равна 0.
5. Символ одного из изотопов элемента
52
Э. Укажите: а) число
24
протонов и нейтронов в ядре; б) число электронов; в) название элемента.
6. Опишите пространственную структуру молекул BF3, NH3, H2O,
HCl, CO2, ZnBr2. Укажите тип гибридизации, где она имеет место.
7. Исходя из значений ЭО элементов, определите характер связи в
каждом из следующих оксидов: MgO, Al2O3, SiO2, P2O5.
8. В каких из перечисленных соединений присутствуют связи, обра-
зованные по донорно-акцепторному механизму: CCl4, Al(OH)3, AgCl,
K[Al(OH)4]. Укажите донор и акцептор.
66
ЗАНЯТИЕ 10
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Содержание темы
Комплексные соединения, их строение и основные характеристики.
Равновесия в растворах комплексных соединений. Устойчивость комплексных ионов (константа устойчивости и константа нестойкости).
Новые и наиболее важные термины: центральный атом-
комплексообразователь, его координационное число и степень окисления,
лиганды, дентантность лиганда, комплексный ион, константа нестойкости
комплексного иона.
Домашнее задание для подготовки к занятиям: ЕОХ, с. 191-203;
ГЗХ, с. 174-187. Решить задачи 739-752. Разобрать примеры ПЗХ с.129-138.
Пример САРСа, выполняемого на занятии:
1. Какие молекулы и ионы могут являться лигандами в комплекс-
ных соединениях?
2. Назовитесоединения: [Ni(NH3)6]SO4, [Ag(NH3)2]NO3,
[Zn(H2О)4]SO4, [Cr(H2О)6]Cl3, K3[Fe(CN)6], Na3[Ag(S2O3)2]. Напишите уравне-
ния первичной и вторичной диссоциации этих соединений в водных растворах.
3. Напишите константы устойчивости вышеперечисленных ком-
плексных ионов.
4. Напишите формулы соединений по их названиям:
а) тетрацианоникелат (II) цезия;
б) бромид дибромотетраамминхрома(III). Укажите центральный атом,
его заряд, лиганды, координационное число.
Краткая теоретическая часть
Комплексные, или координационные, соединения высшего порядка, в
состав которых входят сложные ионы, состоящие из центральных атомов и
лигандов, которые способны самостоятельно существовать как в кристаллах,
так и в растворе.
В них можно выделить центральный ион – комплексообразователь и
ионы или нейтральные молекулы – лиганды, которые располагаются (координируются) вокруг этого центрального иона.
Комплексообразователями могут быть катионы или нейтральные ато-
мы d- элементов, некоторые р-элементы в положительной степени окисления
идр.
Лигандами могу быть нейтральные молекулы (NH3, H2O, CO), кроме
того, лигандами являются различные анионы, различные кислотные остатки
(OH-, CN-,Cl-, Br-, NO
-
и др.).
2
По числу связей которые образуют лиганды с комплексообразователем
различают лиганды:
67
1) Монодентантные – одна электронная пара (:CN-, : OH-, : Cl-, H2O:
и др.)
2) Бидентантные – две электронные пары: NН2−СН2−СН2−Н2N:
3) Полидентантные – несколько электронных пар: этилендиамин-
тетраацетат (ЭДТА)
Координационное число (к.ч.) – число, показывающее сколько связей
образует компелексообразователь, которое, как правило, в два раза больше
заряда комплексного иона.
Центральный атом и лиганды составляют внутреннюю сферу ком-
плексного соединения, а ионы, компенсирующие заряд комплексного иона –
внешнюю. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов
комплексообразователя и лигандов.
Классификация комплексных соединений
1. По природе лигандов:
- аквакомплексы - [Zn(H2О)4]SO
- аммиакаты - [Ag(NH3)2]NO
4
3
-ацидокомплексы -K3[Fe(CN)6]
2. По знаку заряда комплексного иона:
- катионные- [Ag(NH3)2]NO
3
- анионные - K3[Fe(CN)6]
- нейтральные - [Рt(NH3)2Cl2]
-гидроксокомплексы- K2 [Cu(OH)4];
3. Хелатные – комплексные соединения, в состав которых входят по-
лидентантные лиганды, образующие не менее двух связей с центральным
атомом. Хелатные комплексы, как правило, содержат циклические группировки атомов, включающих атом металла: гемоглобин, цитохромы, хлорофилл и т.д.
Номенклатура комплексных соединений
Название комплексного соединения зависит от того, катионом или ани-
оном является внутренняя сфера. Число лигандов каждого вида обозначается
греческими числительными: 1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6- гекса.
Названия наиболее распространенных лигандов: NH3 - аммин, Н2О - аква, Сl-
- хлоро, NO
-
-нитрито, CN- - циано, S2O
2
2-
-тиосульфато, НS- меркапто, SCN- -
3
тиоцианато и др.
Если комплексный ион – катион, то название соединения формируется
следующим образом:
1. Анион внешней сферы.
2. Катион внутренней сферы:
координационное число (греческие числительные);
лиганды перечисляются в алфавитном порядке, если несколько
одинаковых лигандов, то перед названием лиганда указывается соответствующий префикс (ди-2, три-3 тетра-4, гекса-6 и т.д.);
комплексообразователь (русское название элемента в родитель-
ном падеже);
68
заряд комплексообразователя обозначается римскими цифрами в
скобках.
Например: [Co(NH3)6]Cl2 – хлорид гексаамминкобальта(II),
[Cu(NH3)4](OH)2 – гидроксид тетраамминмеди (II).
Если комплексный ион является анионом, то название соединения
формируется следующим образом:
1. Комплексный анион:
координационное число;
лиганды;
комплексообразователь (латинское название элемента, в котором
окончание «ум» заменено на окончание «ат»;
заряд комплексообразователя обозначается римскими цифрами в
скобках.
2. Катион внешней сферы в родительном падеже.
Например: К3[BiI4] – тетраиодовисмутат (III) калия, K3[Fe(CN)6] –
гексацианоферрат(III) калия.
Большинство реакций комплексообразования протекает в водных рас-
творах, в которых катионы металлов существуют в виде аквакомплексов. Поэтому процесс «образования» комплексных ионов, в сущности, является процессом замещения молекул растворителя в координационной оболочке комплексообразователя на другие молекулы или ионы.
Например, процесс образования иона тетраамминмеди (II) в водном
растворе можно представить следующими реакциями:
[Cu(H2O)4]2+ +4 NH3 → [Cu(NH3) 4]2+ +4 H2O
Обычно формулы молекул воды в химическом уравнении не записы-
вают.
В настоящей работе изучаются процессы образования и разрушения
аммиачных и гидроксокомплексов соединений железа (II), кобальта (II), меди
(II) и хрома (III). Большинство соединений этих металлов окрашены, поэтому
за реакциями с их участием легко наблюдать по изменению цвета растворов.
Аммиачные комплексы получают замещением воды во внутренней
сфере аквакомплекса, на молекулы аммиака:
[Сu(H2O)4]2+ + 4NH
= [Cu(NH3)4]2+
3aq
Голубой сине-фиолетовый
[Cr(H2O)6]
3+
+ 6NH
= [Cr(NH3)6]3+
3aq
Фиолетовый желтый
[Co(H2O)6]
2+
+ 6NH
= [Co(NH3)6]2+.
3aq
бледно-розовый розовый
Гидроксокомплексы переходных металлов получают при добавлении к
растворам их солей избытка щелочи:
[Сu(H2O)4]2+ + 4OH
–
→ [Cu(OH)4]2– + 4H2O
синий
[Cr(H2O)6]3+ + 6OH– → [Cr(OH)6]3– + 6H2O
зеленый
69
[Co(H2O)6]2+ + 4OH–→ [Co(OH)4]
12
4
3
2
2
43
105
)Cu(NH
NHCu
K
у
2–
+ 6H2O.
синий
Процессы образования аммиакатов и гидроксокомплексов переходных
металлов идут через стадию образования нерастворимых гидроксидов, которые затем растворяются в избытке соответствующего реактива:
[Co(H2O)6]2+→ Co(OH)2→ [Co(NH3)6]
[Сu(H2O)4]2+→ Cu(OH)2 → [Cu(OH)4]
2+
2–
.
Однако, если образующееся комплексное соединение малоустойчиво,
как например гексаамин железа (II), растворения осадка гидроксида в избытке соответствующего реагента не происходит.
Между ионом внешней и внутренней сфер возникает ионная связь,
поэтому комплексные соединения диссоциируют на ионы необратимо (первичная диссоциация):
K3[Fe(CN)6] = 3K
+
+ [Fe(CN)6]3-.
Связи между комплексообразователем и лигандами ковалентные (по
донорно-акцепторному механизму – комплексообразователь – акцептор, лиганды – доноры), поэтому комплексный ион диссоциирует как слабый электролит:
[Fe(CN)6]3- ↔ Fe3+ + 6 CN
-
Диссоциация комплексных ионов имеет количественную характе-
ристику – константу нестойкости (Кн):
(1)
Для реакции Cu
2+
+ 4NH3→ [Cu(NH3)4]2+ можно записать выраже-
ние для константы равновесия, которая называется константой образования,
или устойчивости, комплексного иона и обозначается:
(2)
Так как константы устойчивости и нестойкости — величины обратные
друг другу, вполне достаточно пользоваться только одной из них.
К комплексным соединениям с малоустойчивой внутренней сферой от-
носятся так называемые двойные соли. Примером двойной соли является
соль Мора (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O, которая в твердом состоянии имеет координационную структуру, а в растворе распадается на простые ионы. Соль
Мора используют для приготовления растворов железа (II), так как в ее растворе катион Fe2+ становится устойчивым к окислению кислородом воздуха.
В качестве двойной соли в настоящей работе используется соль Мора,
в растворе которой железо (II) присутствует в виде гидратированных ионов, в
качестве комплексной — гексацианоферрат калия(II) (желтая кровяная соль),
в растворе которого железо присутствует в составе комплексной частицы
[Fe(CN)6]4–.
В процессе комплексообразования происходит связывание ионов ме-
таллов в прочные частицы, в результате чего концентрация их в растворе
70
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]