Metod_Inorganic_chem_1_pharm_M-1_copy

сіль, а нова кислота і нова основа, наприклад:

HF + H2O F– + H3O+

перетворюється в основу1, а основа2 в кислоту2.

Кислоти і основи за цією теорією називають протолітами, а реакції, що відбуваються з перенесенням протонів – протолітичними.

Речовини, що виявляють двоякі властивості, тобто є донорами і акцепторами протонів, називають амфолітами. Наприклад, молекули води

Кислотно– основні властивості речовин, що не містять Н+, пояснює теорія Льюіса, відповідно до якої речовини– акцептори електронів виявляють кислі властивості, донори – основні:

Вода - слабкий амфотерний електроліт, що погано проводить електричний струм. Рівняння автопротолізу води:

2Н2О Н3О+ + ОН– , або Н2О Н+ + ОН– Концентрації йонів Н+ і ОН– є однакові за температури 25ºС і

дорівнюють10-7моль/дм3:

[Н+] = [ОН– ] = 10-7моль/дм3.

Добуток концентрацій йона гідрогену і гідроксильних йонів за даної температури є величиною сталою, називається йонним добутком води і

позначається KH2 O або Кw.

KH2 O = [Н+]·[ОН– ]

Йонний добуток води за температури 25ºС KH2 O = 10-7·10-7 = 10-14.

Це дає змогу обчислювати концентрацію йонів Н+ та ОН– , якщо одна з цих величин відома:

71

[Н+] = 10-14/[ОН– ] або [ОН– ] = 10-14/ [Н+]

Розрізняють: нейтральне, кислотне, лужне середовище.

1.Нейтральне середовище: [Н+] = [ОН– ] = 10-7моль/дм3

2.Кислотне середовище: [Н+] > [ОН– ], [Н+] > 10-7моль/дм3

3.Лужне середовище: [Н+] <[ОН– ], [Н+] < 10-7моль/дм3 Кількісною характеристикою середовища є водневий показник рН:

рН = – lg[H +] або рН = – lg[ Н3О+].

рН – це від’ємний десятковий логарифм молярної концентрації йонів Гідрогену.

Аналогічно, рОН називається гідроксильним показником, який визначається за формулою

рОН = – lg[ ОH– ].

Після логарифмування виразу Кw = 10-7·10-7 = 10-14, одержимо рН + рОН = 14.

Кислотність є важливою характеристикою середовища багатьох біологічних рідин. Відхилення від норми кислотності шлункового соку, особливо крові, соку підшлункової залози, яка в нормі може змінюватись тільки у вузькому інтервалі рН, пов’язане з виникненням патологічних станів організму, оскільки йони гідрогену і гідроксид-йони визначають структуру і біологічні функції білків, нуклеїнових кислот та інших компонентів організму.

3.3. Література до теми

1.Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2.Практикум з загальної та неорганічної хімії / Є.Я.Левітін, Р.Г.Клюєва, А.М.Бризицька та ін. – Харків: Основа, 1998. – 119 с.

3.Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер,

В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.;– Ч.ІІ.–

4.Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – Київ-Ірпінь, 1998. – Розділ

9.– С.175-182.

5.Глінка М.Л. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1983. – розд. VIII. – C.253-

6.Григор’єва та ін. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1991. – розділ 8. – C.187-203.

3.4. Матеріали для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання.

1.Дати визначення понять кислота та основа з точки зору теорії Арреніуса. Навести приклади.

2.У чому суть протолітичної теорії Бренстеда-Лоурі? Навести рівняння трьох типів протолітичних реакцій.

3.В чому полягає суть поняття йонний добуток води і чому він дорівнює при

72

різних температурах?

4.Вивести формулу йонного добутку води. Які фактори впливають на його величину?

5.Що таке водневий і гідроксильний показники і за якими математичними формулами їх визначають?

б) Алгоритми розв’ язування типових задач

Задача 1. Обчислити рН шлункового соку, якщо кислотність його зумовлена вмістом соляної кислоти з масовою часткою 1,5 % і r » 1 г/см3.

Алгоритм розв’язування 1. Спочатку знаходимо молярну концентрацію кислоти за формулою:

2.Використовуючи формулу для обчислення концентрації йонів Гідрогену в розчинах сильних електролітів, визначаємо [H+] за формулою:

[H+] = Cмαn, де: α – ступінь дисоціації;

Cм – молярна концентрація сильного електроліту, моль/дм3; n – число йонів Гідрогену.

[H+] = 0,4109×1×1 = 0,4109 моль/дм3

3. Підставивши значення [H+] , знаходять величину рН:

рН = –lg [H +] = –lg 0,3862 » 0,4.

Відповідь: рН » 0,4.

Задача 2. Водневий показник рН артеріальної крові дорівнює 7,36. Обчислити молярну концентрацію йонів Гідрогену в крові.

Алгоритм розв’язування

1. Обчислюємо концентрацію йонів H+:

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

Відповідь: [H+] = 4,36×10–8 моль/дм3.

в) Задачі для самостійного розв’язання

1. Обчислити a і [H+] в 0,1 М розчині гіпохлоритної кислоти НClO

(Кд = 5×10–8 ).

Відповідь: 7×10–4 ; 7×10–5 моль/л.

2.Вміст хлоридної кислоти в шлунковому соці людини з пониженою кислотністю становить 0,4 %. Обчислити рН шлункового соку, якщо його

густина дорівнює 1 г/см3.

Відповідь: рН = 0,97.

73

3.У скільки разів концентрація йонів гідрогену в крові (рН = 7,63) більша, ніж в спинномозковій рідині (рН = 7,53)?

Відповідь: 1,48.

4.Обчислити рН розчину, одержаного змішуванням однакових об’ємів 0,6 М розчину азотної кислоти і 0,4 М розчину гідроксиду натрію.

5.Скільки г гідроксиду калію знаходиться в 10 дм3 розчину, рН якого дорівнює 11?

4. Матеріал для аудиторної роботи

4.1. Обладнання для проведення заняття:

Таблиці, реактиви і прилади, необхідні для проведення дослідів.

4.2. Зміст і методика проведення заняття

а) Виклад основних теоретичних положень:

−суть основних теорій кислот і основ;

−дисоціація води, йонний добуток води;

−використання величин К, рК, рН для характеристики кислотноосновних властивостей розчинів та біологічних рідин.

−вміти обчислювати К, рК, рН та використовувати ці величини для характеристики кислотно-основних властивостей розчинів та біологічних рідин;

б) Перелік практичних вмінь та навичок:

−вміти експериментально визначати рН;

4.3.Інструкції до виконання лабораторної роботи на тему «Теорії кислот і основ. Дисоціація води. рН».

4.3.1Вплив концентрації катіонів Гідрогену на забарвлення індикаторів.

У6 пробірок внести по 2 мл дистильованої води. У 2 пробірки додати по 1–2 краплі розчину лакмусу, у 2 наступні – по 1–2 краплі розчину метилового оранжевого і у 2 останні – по 1–2 краплі розчину фенолфталеїну. У 2 пробірки з різними індикаторами додати по 2–3 краплі розчину сульфатної кислоти. У 2 наступні пробірки з різними індикаторами додати 2– 3 краплі розчину калій гідроксиду. Результати досліджень представити у вигляді таблиці:

4.3.2 Визначення рН середовища за допомогою універсального індикаторного папірця.

У пробірку внести 1 мл модельної сироватки крові і визначити її рН за допомогою універсального індикаторного папірця. Повторити дослід, використавши розчин №1 з невідомим значенням рН. Результати досліджень представити у вигляді таблиці:

Досліджуваний об’ єкт

Величина рН розчину

Сироватка крові

Розчин №1

4.3.3 Властивості амфотерних електролітів.

а) До розчину хлориду цинку повільно по краплям (чому?) додати 2 М розчин лугу до утворення осаду, після чого осад розділити на дві частини. До першої додати 2 М розчин лугу, а до другої – 2 М розчин кислоти до розчинення осадів. Написати рівняння реакцій для усіх хімічних процесів та пояснити причину зміщення рівноваги дисоціації, з урахуванням концентрації гідроген-іонів.

б) Повторити той же дослід з розчином солі Алюмінію.

в) Повторити той же дослід з розчином солі тривалентного Хрому. Написати відповідні рівняння реакцій та дати пояснення.

5. Підведення підсумків та зарахування роботи.

Заняття № 15

Тема: Протолітичні процеси

1. Актуальність теми

На процесі гідролізу – обмінному розкладанні речовини водою базується гідролітичне розщеплення жирів, білків, що проходить в тканинах живих організмів, а також буферна дія білкових і сольових систем.

2.Мета заняття

−знати роль гідролітичних процесів в біохімічному обміні речовин;

−вміти розв’язувати ситуаційні задачі.

3.Матеріали доаудиторної самостійної роботи

3.1. Засвоїти матеріал навчальної програми

Протолітичні процеси та їх напрямленість. Гідроліз катіонів, аніонів і

75

сумісний гідроліз. Ступінь і константа гідролізу. Зміщення рівноваги протолітичних реакцій. Роль протолітичних реакцій при метаболізмі ліків та в аналізі лікарських препаратів. Хімічна несумісність лікарських речовин.

3.2. Блок інформації

Гідроліз – це реакція обмінного розкладу речовини водою. Внаслідок гідролізу солей утворюються слабкі електроліти і змінюється рН середовища. До гідролізу схильні солі, що утворені слабкою кислотою і сильною основою, сильною кислотою і слабкою основою та слабкою кислотою і слабкою основою.

Кількісно гідроліз характеризують, як і процес дисоціації, двома величинами:

1)ступенем гідролізу h, що показує, яка частина розчиненої солі прогідролізувала у стані рівноваги;

2)константою гідролізу Кг , як оборотного процесу, в якому через деякий час настає рівновага.

Ступінь гідролізу та константу гідролізу різного типу солей можна обчислити за такими формулами:

–солі утворені сильними основами і слабкими кислотами гідролізують за аніоном (рН>7)

–солі, утворені слабкими основами і сильними кислотами гідролізують за катіоном (рН<7)

–солі утворені слабкими основами і слабкими кислотами гідролізують за катіоном і аніоном. Якщо сила кислоти і основи однакова, рН≈7, якщо сильніша кислота то рН<7 (середовище слабокисле); якщо ж сильніша основа то рН>7 (середовище слаболужне)

3.3. Література до теми

1.Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2.Практикум з загальної та неорганічної хімії / Є.Я.Левітін, Р.Г.Клюєва, А.М.Бризицька та ін. – Харків: Основа, 1998. – 119 с.

76

3.Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер, В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.;– Ч.ІІ.–

4.Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – Київ-Ірпінь, 1998. – Розділ

9.– С.175-182.

5.Глінка М.Л. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1983. – розд. VIII. – C.253-

6.Григор’єва та ін. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1991. – розділ 8. – C.187-203.

3.4. Матеріали для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання.

1.Що таке сольволіз і гідроліз?

2.Які причини і наслідки гідролізу? Випадки гідролізу.

3.Як впливають різні фактори (розведення, температура, додавання кислоти або лугу) на зміщення рівноваги гідролізу?

4.Кількісні характеристики гідролізу.

5.В яких випадках процес гідролізу є незворотним? Навести приклади.

6.Роль гідролізу у біохімічних процесах.

б) Алгоритми розв’ язування типових задач

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

Алгоритм розв’язування

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

Kд(NH4OH) – константа дисоціації слабкої основи (гідроксиду амонію

NH4OH );

KH2O – йонний добуток води;

Кгідр.- константа гідролізу солі.

2. Підставляють значення і обчислюють Кгідр.:

3. Записують рівняння гідролізу цієї солі:

NH4Cl + HOH NH4OH + HCl

NH4+ + HOH « NH4OH + H+ ; рН < 7. 4. Записують формулу визначення ступеня гідролізу:

hгідр = Kгідр. , де:

Cсолі

77

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

hгідр – ступінь гідролізу.

5. Підставляють значення і обчислюють hгідр:

6. Обчислюють концентрацію йонів Гідрогену за формулою:

[H+] = Kгідр. × Cсолі

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

7. Обчислюють рН:

рН = –lg [H +]; рН = –lg 7,52 ×10–6 = 6 – lg7,52 = 6 – 0,88 = 5,12

в) Задачі для самостійного розв’язання

1.З наведених солей вибрати ті, що підлягають гідролізу і скласти рівняння реакцій: ціанід калію, фосфат літію, карбонат хрому (III), нітрат калію, хлорид купруму (II), хлорид кальцію, сульфід калію, сульфат феруму (II), сульфід алюмінію, ацетат амонію, хлорид феруму (III), сульфід амонію, гідрогенфосфат натрію. Вказати рН середовища і пояснити як можна змістити рівновагу гідролізу.

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

0,1 М розчині (Кд = 6,2×10–8 ).

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

4. Матеріал для аудиторної роботи

4.1. Обладнання для проведення заняття:

Таблиці, реактиви і прилади, необхідні для проведення дослідів.

4.2. Зміст і методика проведення заняття

а) Виклад основних теоретичних положень:

-складання рівнянь гідролізу для різного типу солей;

-роль протолітичних реакцій при метаболізмі ліків та в аналізі лікарських речовин;

б) Перелік практичних вмінь та навичок:

-знати основні типи протолітичних реакцій та їх значення у медичній практиці;

-вміти складати рівняння гідролізу солей;

-прогнозувати зміщення рівноваги гідролізу.

4.3.Інструкції до виконання лабораторної роботи.

4.3.1. Вплив природи солі на реакцію середовища

У 4 пробірки налити 2–3 мл розчинів Na2CO3, ZnSO4, NaCl i CH3COONH4.

78

Дослідити реакцію середовища вказаних розчинів за допомогою універсального індикаторного папірця, розчинів метилового оранжевого і фенолфталеїну. Результати досліджень представити в таблиці.

Чи всі солі гідролізують? Скласти рівняння гідролізу в молекулярній та йонній формі.

4.3.2. Вплив температури на ступінь гідролізу

У дві пробірки налити по 2-3мл розчину ацетату натрію і додати 2-3 краплі фенолфталеїну. Одну із пробірок з розчином нагріти до кипіння. Порівняти забарвлення холодного та гарячого розчинів. Охолодити пробірку під струменем води і спостерігати зміну забарвлення розчину. Пояснити спостереження та написати рівняння реакції.

4.3.3. Вплив розведення на гідроліз солей

До 1-2 мл розчину хлориду стибію (ІІІ) додати 2-3 мл води. Пояснити причину випадання осаду. Написати рівняння реакції, беручи до уваги, що утворюється спочатку основна сіль Sb(OH)2Cl, яка розкладається з утворенням SbOCl, який випадає в осад.

4.3.4. Повний гідроліз

До 3 мл розчину хлориду або сульфату алюмінію додають 3 мл розчину карбонату натрію (пробірка № 1). Пробірку закривають корком з газовідвідною трубкою, яку опускають у пробірку з вапняною водою (пробірка № 2). Спостерігають утворення осадів в обох пробірках – аморфного у пробірці № 1 та кристалічного у пробірці № 2. З пробірки № 1 зливають розчин над осадом, осад переносять у дві пробірки та перевіряють його розчинність у розчинах кислот та лугів. Написати відповідні рівняння реакцій.

5. Підведення підсумків та зарахування роботи.

79

Заняття № 16

Тема: Окисно-відновні реакції.

1. Актуальність теми

Окисно-відновні процеси включають різноманітні хімічні реакції, які проходять зі зміною ступенів окислення реагуючих речовин і мають важливе значення в хімії, біології, фармації. Дихання, окислення харочових продуктів в тканинах живого організму, процеси, які проходять в природі - горіння, гниття та ряд інших біологічних процесів є окисно-відновними реакціями

(ОВР).

На основі ОВР базуються методи об’ємного аналізу, так звані методи оксидиметрії, які відіграють важливу роль для оцінки якості ліків, об’єктів зовнішнього середовища.

2.Мета заняття

−вміти визначати ступені окислення в складних молекулах;

−вміти складати схеми електронного балансу;

−вміти складати молекулярні та йонні рівняння ОВР;

−вміти розраховувати еквівалентні маси оксидаторів і відновників;

−вміти характеризувати реакційну здатність оксидаторів та відновників.

3.Матеріали доаудиторної самостійної роботи

3.1. Засвоїти матеріал навчальної програми

Електронна теорія окисно-відновних реакцій (ОВР). Окисно-відновні властивості елементів і їх сполук у залежності від положення в періодичній системі. Ступінь окиснення атомів елементів у сполуках і правила його розрахунку. Зміна ступеня окиснення в ОВР. Поєднані пари окисно-відновних процесів. Окисно-відновна двоїстість. Поняття про вплив кислотності середовища на характер продуктів та напрямленість ОВР. Визначення напрямку окисно-відновного процесу, окисно-відновні потенціали, стандартна зміна енергії Гїббса в окисно-відновних процесах. Використання окисно-відновних реакцій у хімічному аналізі та аналізі лікарських засобів. Роль окисно-відновних процесів у метаболізмі.

3.2. Література до теми

1.Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2.Практикум з загальної та неорганічної хімії / Є.Я.Левітін, Р.Г.Клюєва, А.М.Бризицька та ін. – Харків: Основа, 1998. – 119 с.

3.Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер,

В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.;– Ч.ІІ.–

4.Романова Н.Н. Загальна та неорганічна хімія. Київ. 1998. - с. 182-197.

5.Глинка Н.Л. Общая химия. Л. 1985. - с. 256-263.

6.Тексти лекцій.

80