Метода / Занятие 8

Министерство здравоохранения Республики Беларусь

Учреждение образования

«Гомельский государственный медицинский университет»

Кафедра общей и биоорганической химии

Обсуждено на заседании кафедры ___________________

Протокол №_____________________________________

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

7