Модуль 2. Растворы. Типы химических равновесий.
Тема:Теории кислот и оснований. Водородный показатель. Расчет и измерение pH.
Цель: Вам необходимо овладеть учебной программой данного занятия научиться применять данный материал в своей будущей профессии врача.
Сделайте записи в рабочей тетради по плану:
-дата;
-номер занятия;
-тема занятия;
-цель занятия;
-основные вопросы темы.
Учебные вопросы занятия
-
Теории кислот и оснований.
Теория электролитической диссоциации (теория С.Аррениуса).
Протонная теория кислот и оснований (теория И. Бренстеда и Т. Лоури).
Типы протолитических реакций.
Электронная теория (теория Льюиса).
Количественная оценка силы кислот и оснований (Ka, Kb, pKa, pKb).
Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала pH.
Роль ионов водорода в биологических процессах. Виды кислотности. Интервал значений pH важнейших биологических жидкостей.
Методы определения водородного показателя. Кислотно-основные индикаторы в аналитической химии.
При подготовке к данному занятию Вам необходимо повторить:
- электронное строение молекулы воды;
- образование ковалентной полярной связи в молекуле воды и образование -
водородных связей между молекулами воды;
- понятие электролит и неэлектролит;
- основные положения теории электролитической диссоциации.
Диссоциация электролитов с ионной и ковалентной связью.
- кислотность растворов и определение pH с помощью различных
индикаторов;
- химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип
Ле-Шателье.
При отработке 1-го учебного вопроса обратите внимание:
- на причину электролитической диссоциации (ионизации) в водном
растворе и особенности диссоциации электролитов с различным типом связи;
- факторы, влияющие на процесс диссоциации (ионизации);
- на необходимость создания более общих теорий (теория Бренстеда и
Лоури, теория Льюиса) кислот и оснований для описания реакций в
неводных растворителях;
При отработке 2-го учебного вопроса обратите внимание:
- применимость закона действующих масс для количественного описания
силы кислот и оснований Бренстеда.
При отработке 3-го учебного вопроса обратите внимание:
- на то, что чистая вода ведет себя как амфолит;
- на выражение константы автоионизации воды и взаимосвязь между
концентрацией ионов водорода и значением pH.
При отработке 4-го учебного вопроса обратите внимание:
- жизнедеятельность организма в норме при определенной кислотности
биологических жидкостей.
При отработке 5-го учебного вопроса обратите внимание:
- на экспериментальные методы определения водородного показателя
(колориметрический и потенциометрический).
Рекомендуемая литература:
1. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А.Попков, С.А.Пузаков), 976 с. –М,ГЭОТАР Медиа, 2009 г.
2. Практикум по общей и биоорганической химии. Учебное пособие для
студентов медицинских вузов ( Ред. В.А.Попков).- М., АКАДЕМИЯ., 3 изд., 235 с., 2008 г.
Дополнительная литература:
1. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А.Попков, С.А.Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.
2. Биофизическая и бионеорганическая химия (А.С. Ленский, И.Ю.Белавин, С.Ю.Быликин), М, МИА, 2008, - 416 с
3.Слесарев В.И. «Химия: Основы химии Живого: Учебник для вузов. СПб: Химиздат, 2000. -768 с.
4. Лабораторный практикум по общей химии: уч. пособие Гончаров В.И. и др. – Ставрополь, 2003 г.
программное обеспечение: общесистемное и прикладное программное обеспечение
базы данных, информационно-справочные поисковые системы интернет ресурсы, отвечающие тематике дисциплины , в том числе: -Chemlib.ru, Chemist.ru, ACDLabs, MSU. ru., и др.
Экспериментальная работа
Работа 1. Определение активной кислотности биологических жидкостей.
Цель работы. Научиться определять активную кислотность жидкостей колометрическим и потенциометрическим методами.
Приборы и реактивы: исследуемые растворы 1 и 2; два стаканчика вместимостью 50 мл; стеклянная палочка; универсальная индикаторная бумага; иономер универсальный ЭВ-74 или иономер лабораторный И-176; дистиллированная вода; фильтровальная бумага.
Ход работы
Задание 1. Определение pH растворов 1 и 2 с помощью универсального индикатора.
Чистую палочку опускают в исследуемый раствор и касаются ею полоски индикатора. Сравнивают окраску влажного участка индикаторной бумаги с колориметрической шкалой pH. Определяют pH исследуемого раствора и записывают его значение в таблицу результатов опыта. После определения pH раствора 1 стеклянную палочку моют, протирают куском фильтровальной бумаги и определяют pH раствора 2. Записывают полученные результаты определения в таблицу.
Задание 2. Определение pH растворов 1 и 2 с помощью иономера.
Перед началом работы знакомятся с инструкцией к прибору.исследуемый раствор наливают в чистый стаканчик, в раствор на 1,5 см опускают электроды. дальнейший порядок выполнения работы описан в «Инструкции по эксплуатации иономера». Перед определением pH электроды осторожно промывают дистиллированной водой и капли воды с электродов убирают фильтровальной бумагой. Полученные результаты записывают в таблицу и рассчитывают активную кислотность растворов по формуле [H+] = 10-pH.
Номер раствора
|
pH по универсальному индикатору
|
pH по иономеру
|
[H+], моль/л
|
1
2
|
|
|
|
Делают вывод о характере среды в исследуемых растворах. Сравнивают [H+] в обоих растворах. Сравнивают точность обоих методов.
ПРИЛОЖЕНИЕ.
Колориметрическое определение водородного показателя. Колориметрическое определение рН основано на изменении цвета кислотно-основных индикаторов, окраска которых зависит от рН среды. Индикаторы могут быть одноцветными, имеющими окраску только в щелочной среде, а в кислой среде-бесцветными ( фенолфталеин, нитрофенолы), и двухцветными, имеющими различную окраску в кислой и щелочной средах (метилоранж, феноловый красный и др.)(см. таблицу).
Таблица Кислотно-основные индикаторы.
Индикатор
|
рТинд
|
Интервал перехода окраски
|
Окраска I
|
ΔрН
|
ОкраскаII
|
Метиловый оранжевый
Метиловый красный
Лакмус
Фенолфталеин
|
3,7
5,7
7,0
9,2
|
красная
красная
красная
бесцветная
|
3,1-4,4
4,2-6,3
5,0-8,0
8,2-10,0
|
желтая
желтая
синяя
малиновая
|
Каждый индикатор характеризуется показателем титрования и интервалом (зоной) перехода окраски.
Показатель титрования рТ- это значение рН в пределах интервала перехода окраски, при котором наблюдается наиболее резкое изменение цвета индикатора.
Интервалом перехода окраски индикатора называется интервал значений рН(ΔрН), в пределах которого происходит различимое глазом изменение окраски индикатора. Граница интервала перехода приблизительно равна рТинд± 1. При определении рН раствора можно использовать только тот индикатор, в интервал перехода окраски которого входит рН исследуемого раствора.
Обычно в начале определяют приблизительное значение рН с помощью универсального индикатора. Универсальный индикатор – это смесь нескольких индикаторов с различными, но примыкающими друг к другу интервалами перехода окраски, охватывающими шкалу рН от 1 до 14, причем эта смесь индикаторов имеет определенную окраску при тех или иных значениях рН.
Универсальная индикаторная бумага- это фильтровальная бумага, пропитанная универсальным индикатором. К ней прилагается цветная шкала со значениями рН для каждой окраски. Точность определения не превышает 0,5 ед. рН. По приблизительному значению рН подбирают индикатор для более точного определения.
Потенциометрическое (ионометрическое) определение рН основано на изменении электродвижущей силы (ЭДС) гальванической цепи, составленной из индикаторного полуэлемента (электрода определения), потенциал которого зависит от рН среды(стеклянный, водородный, хингидронный) и электрода сравнения (хлорсеребряного, каломельного), имеющего постоянный потенциал. Измерительная шкала иономера (рН-метра) градуирована как в милливольтах, так и в единицах рН. Точность определения до 0,01 ед. рН. Можно использовать для определения рН мутных и окрашенных жидкостей.
|
