МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ к лабораторному практикуму ) Дисциплина – химия

МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ
к лабораторному практикуму
(в количестве 7 тем)
Дисциплина – химия
Специальность /Направление подготовки – стоматология 060201
Разработчик ____________
Сергеева С.А.
(подпись)
Тема: РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ.
ОСНОВЫ ТИТРИМЕТРИЧЕСКОГО АНАЛИЗА. МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Цель темы: Определение количество растворенного вещества, используя
различные способы выражения концентрации. Знакомство с общими приемами
титриметрии, приготовлением и стандартизацией титранта, применением кислотноосновных индикаторов, получение навыков измерения объемов с заданной точностью,
отбора аликвот, осуществления процесса титрования.
Исходный уровень. При изучении данного материала студенты опираются на
знания химии довузовского этапа: «Растворы, растворимость веществ, тепловые эффекты
при растворении. Влияние различных факторов на растворимость. Способы выражения
концентрации веществ в растворе. Теория электролитической диссоциации Аррениуса
(ТЭД). Химические реакции и закономерности их протекания».
Основные учебно-целевые вопросы:
1.Основные правила техники безопасности при работе в химической
лаборатории и правила ведения лабораторного журнала.
2.Растворы (определение, классификация).
2.1.Механизм процессов растворения. Термодинамический подход к процессу
растворения.
2.2. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри-Дальтона. Растворимость газов
в крови. Кессонная болезнь.
2.3. Способы выражения концентрации растворов (массовая, мольная и объемная
доли растворенного вещества, молярная концентрация, молярная концентрация
эквивалента, титр раствора).
2.4. Взаимосвязь разных способов выражения концентрации растворов.
3.Титриметрический метод анализа (понятие и виды).
3.1.Расчеты в титриметрии. Закон эквивалентов.
3.2.Оборудование титриметрического анализа: мерные и вспомогательные менее
точные посуды. Техника работы в объемном анализе (наблюдение за правильностью
установки мениска при работе с пипеткой, мерной колбой и бюреткой, правила
наливание раствора пипеткой, проверка емкости мерной посуды).
4. Метод кислотно-основного титрования (определение, основное уравнение).
4.1. Ацидиметрия и алкалиметрия: исходные вещества и рабочие тированные
растворы; кривые титрования, скачок титрования, точка эквивалентности; индикаторы и
интервалы их перехода: метилоранж, фенолфталеин, принцип выбора индикаторов для
титрования.
4.2. Применение реакции нейтрализации в фармакотерапии: лекарственные
средства с кислотными и основными свойствами.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СИТУАЦИОННЫЕ ЗАДАЧИ
Расчет по массовой доле веществ в растворе
Задача №1. В медицине издавна борную кислоту / H 3 BO3 / (сассолин) применяют в
виде 2-3% растворов для полоскания горла, в мазях и присыпках, т.к. она обладает
антисептическими свойствами. Но, в настоящее время в связи с выявленными побочными
явлениями внесены ограничения к ее применению. Сколько граммов H 3 BO3 и воды нужно
для приготовления 250 г раствора с массовой долей борной кислоты 3%?
О т в е т . m( H 3 BO3 )  7,5 г., m( H 2O)  242,5 г.
Расчеты при разбавлении и смешивании растворов с различной массовой долей
растворенного вещества
Задача №2. Натрия нитрит / NaNO2 / в весьма редких случаях применяют внутрь
при отравлении цианидами. В этом случае его вводят внутривенно в виде 1-2 % раствора.
Какую массу воды следует добавить к 50 г раствора NaNO2 с массовой долей 11%, чтобы
получить раствор с массовой долей 1% (0,01)?
О т в е т . m( H 2 O) =500 г.
Расчет по молярной концентрации раствора
Задача №3. В медицине калия хлорид / KCl / применяется при нарушении
сердечного ритма, особенно в связи с интоксикацией сердечными гликозидами, когда
происходит обеднение клеток миокарда ионами K+. Сколько граммов KCl необходимо
для приготовления 1 л раствора с C ( ÊCl )  2 моль/л? Опишите процесс приготовления
этого раствора (см. рисунок 1).
О т в е т . m(ÊCl )  149,12 г.
Для этого существуют специальные мерные
колбы
Рис.1. Последовательность
приготовления раствора
хлорида калия
( C ( ÊCl )  2 моль/л):
а)
метка на
стекле
кристаллы
соли КCl
б)
в)
Расчет по молярной концентрации эквивалента
Задача №4. Перманганат калия / KMnO4 / применяют в медицинской практике как
антисептическое средство наружно в водных растворах для промывания ран, полоскания
полости рта и горла, а также для смазываний язвенных и ожоговых поверхностей.
Рассчитайте сколько граммов KMnO4 необходимо взять для приготовления 2 л раствора с
С( 1 Z KMnO4 )= 0,5 моль/л, если анализ будет проводиться в кислой среде?
О т в е т . m( KMnO4 )  6,53 г.
Связь между разными способами выражения концентрации
Задача №5. Вычислите молярную, эквивалентную молярную и моляльность
раствора серной кислоты с ( H 2 SO4 )  10% и   1,066 ã ñì 3 .
1
О т в е т . Ñ( H 2 SO4 )  1,09 моль/л; Ñ ( H 2 SO4 )  2,18 ìîëü / ë ;
Z
Ñm( H 2 SO4 H 2O)  1.13 моль/кг.
Расчет для приготовления растворов лекарственных препаратов при введении
больному
Задача №6. Больному при угнетении дыхания и кровообращения различного
происхождения необходимо ввести 100 мг лекарственное средство 4-этил-4-метил-2,6пиперидиндион (бемегрида). Сколько мл этого раствора с массовой долей 0,5%
необходимо ввести больному?
О т в е т . Больному надо ввести 20 мл бемегрида.
Вычисления по результатам прямого титрования
Задача №7. В медицине кислоту хлористоводородную разведенную применяют
внутрь в каплях или в виде микстуры (чаще вместе с пепсином) при недостаточной
кислотности желудочного сока и ее обычно назначают совместно с препаратами железа,
так как она способствует улучшению их всасывания. Какова молярная концентрация
эквивалента и титр хлороводородной кислоты, если на нейтрализацию 20 мл ее раствора
по реакции NaOH  HCI  NaCI  H 2O израсходовано 30 мл раствора гидроксида натрия
С ( NaOH )  0,1 моль/л
1
О т в е т . Ñ ( HCI )  0,15 моль/л; T ( HCI )  0,00547 г/мл.
Z
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
1. Что такое раствор? Какие свойства воды делают ее универсальным
растворителем?
2. Какими энергетическими эффектами сопровождается процесс растворения
веществ?
3. Что называется парциальным давлением газа? Дайте формулировку закона
парциальных давлений Дальтона.
4. Объясните характер изменения растворимости газов в жидкостях при
изменении парциального давления газов и температуры системы. Приведите примеры.
Что такое кессонная болезнь (для ответа см. приложение 2 и 3).
5. Дайте определение, укажите размерность и обозначение каждого из следующих
типов концентраций: молярная концентрация, эквивалентная молярная концентрация
(нормальность), моляльность (мольно-массовая концентрация).
6. В чем заключается сущность процесса титрования? Что такое точка
эквивалентности?
7. Для чего при титровании применяются индикаторы? Какие индикаторы вы
знаете?
8. Рассчитайте молярную массу эквивалента для серной кислоты, фосфорной
кислоты, гидроксида калия, сульфата алюминия, карбоната натрия, хлорида меди (II),
сульфата меди (II).
9. Какой массы медный купорос CuSO4  5H 2O надо добавить к раствору объемом
0,5 л, в котором массовая доля CuSO4  5H 2O 4% (ρ=1,040 г/мл), для того, чтобы увеличить
ее до 16%?
10. Какая масса кристаллогидрата CaCI2  6H 2O потребуется для приготовления
раствора массой 1750 г, если его моляльность должна быть равна 0,2 моль/кг?
11. Определить молярную концентрацию эквивалента и титр раствора пероксида
водорода, если на титрование 5,0 мл этого раствора израсходовалась 6.5 мл 0,0208 М
раствора КMnO4.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа. Кислотно-основное титрование (нейтрализация)
Оборудование: пипетки Мора и градуированные вместимостью 5 или 10 мл, резиновые
груши, бюретки вместимостью 25 мл на штативе; воронки; мерные колбы на 100 мл, конические
колбы вместимостью 250 мл, мензурки, цилиндры, электрическая плитка.
Реактивы: раствор первичного стандарта – 0,1 моль/л дигидрат щавелевой кислоты,
раствор титранта – гидроксид натрия (приблизительная концентрация 0,1 моль/л), соляная
кислота с ρ=1,04 г/мл; индикаторы – растворы фенолфталеина и метилоранжа; дистиллированная
вода.
Опыт №1. Установление точной концентрации рабочего раствора NaOH
Цель работы. Научиться стандартизировать титранты по первичному стандарту с
применением прямого титрования, а именно: получить навыки работы пипетками Мора,
бюретками и выполнения титрования; научиться выбирать индикаторы для конкретных
случаев кислотно-основного титрования; научиться выполнять расчеты по результатам
титрования.
Принцип метода. В основе метода лежит кислотно-основное титрование и закон
эквивалентов: все вещества реагируют друг с другом в строгих весовых
соотношениях, пропорциональных их молярным массам эквивалентов:
1
1
M ( X ) C ( X ) V ( ð  ð)
m
1
1
1
1 
z
z

1
1
m
2 M 2 ( X ) C 2( X )  V2 ( ð  ð)
z
z
Стандартизацию растворов щелочи проводят по дигидрату щавелевой кислоты
H 2C2O4 2H 2O ; титруют в присутствии фенолфталеина, т.к. среда в точке эквивалентности
слабощелочная: H 2C2O4 2NaOH  Na2C2O4  2H 2O . Фактор эквивалентности щавелевой
кислоты равен 1 2 , эквивалентом является половина молекулы щавелевой кислоты,
молярная масса эквивалента равна половине молярной массы щавелевой кислоты. Для
гидроксида натрия фактор эквивалентности равен 1.
Ход работы:
1. Бюретку промойте рабочим раствором NaOH и доведите уровень раствора в ней
до «0» (правила мениска).
2. 5 мл раствора дигидрат щавелевой кислоты с 0,1 моль/л переносите в
коническую колбу для титрования, прибавьте 2-3 капли индикатора фенолфталеина и
нагревайте на электрической плитке до кипения (до 50-60оС).
3. Горячий раствор титруйте рабочим раствором NaOH, прибавляя его из бюретки
по каплям до появления неисчезающей в течение 30 с бледно-розовой окраски раствора.
В точке эквивалента определите по шкале объем раствора NaOH – V (NaOH ) .
4. Титрование повторите до тех пор, пока не будут получены 3 сходящихся (т.е.
отличающихся друг от друга не более чем на 0,1 мл) результата. По окончании
титрования бюретку закрывайте пробкой, чтобы раствор щелочи не поглощал
углекислый газ из воздуха.
5. Из 3 сходящихся результатов титрования рассчитывайте точную молярную
концентрацию
эквивалента
раствора
по
формуле:
NaOH
1
C ( H 2C2O4  2 H 2O)  V ( H 2C2O4  2 H 2O)
1
z
Ñ ( NaOH ) 
.
z
V ( NaOH )
6. Все вышеуказанные данные и результаты расчетов занесите в таблицу №2.1.
Таблица 2.1
Экспериментальные данные и результаты измерений
1
V ðàñòâîðà
V ðàñòâîðà
Vcð .
Ñ ( NaOH )
№
z
H 2C2O4 2H 2O (л)
NaOH (л)
NaOH (л)
моль/л
1
2
3
Выводы. Вывод в данной работе может быть сформулирован так: 1) «Освоены
правила работы с мерной посудой, используемой в титриметрическом анализе. 2)
Методом прямого титрования с использованием в качестве первичного стандарта
H 2C2O4 2H 2O установлена молярная концентрация эквивалента титраната – раствора
1
NaOH . Ñ ( NaOH ) =……….. моль/л».
z
Примечание: Стандартизированный раствор NaOH может быть использован в свою
очередь как вторичный стандартный раствор для определения количества соляной кислоты. Но
надо помнить, что гидроксид натрия медленно реагирует со стеклом с образованием силикатов,
поэтому раствор NaOH нельзя долго хранить в стеклянном сосуде.
Опыт №2. Определение массовой доли соляной кислоты в фармакопейном
препарате (Acidum hydrochiloridum dilutum)
Цель работы. Опытным путем определить в % содержание соляной кислоты в
фармакопейном препарате (ρ = 1,04 г/мл).
Принцип метода. В основе метода лежит кислотно-основное титрование. В
качестве титранта применяют стандартизированный раствор NaOH (из опыта №1).
Продуктами реакции между сильной кислотой и сильным основанием являются соль, не
подвергающаяся гидролизу и вода: HCl  NaOH  NaCl  H 2O , H   OH   H 2O . В
этом случае раствор в точке эквивалентности имеет нейтральную реакцию, т.е. ðÍ ò .ý  7 ,
поэтому титрование проводят в присутствии метилоранжа.
Ход работы:
1. 5 мл раствора соляной кислоты (ρ = 1,04 г/мл) переносите в мерную колбу на 100
мл, объем доводите дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивайте.
2. Отбирайте пипеткой по 5 аликвоты соляной кислоты в колбы для титрования,
добавляйте 1-2 капли индикатора метилоранжа и титруйте, постоянно перемешивая
стандартным раствором гидроксида натрия из бюретки до желтого окрашивания.
3. Из 3-х сходящихся результатов титрования рассчитайте процентное содержание
соляной кислоты в анализируемом образце.
1
1
C ( NaOH ) V ( NaOH )  M ( HCI ) V (êîëáû )
z
%  z
100% ,
à V (ïèïåòêè )
где:
а – навеска, а a  V (HCI )   ;
V (HCI ) – объем препарата взятый для определения, мл
М.м.(HCI)=36,46 г/моль;
V (пипетки) – объем аликвотной (точной) части разведения, взятый для
титрования, мл.
4. Результаты внесите в таблицу №2.2.
Таблица 2.2
№
Экспериментальные данные и результаты измерений
V ðàñòâîðà
V ðàñòâîðà
Vcð .
%HCl
HCl (л)
NaOH (л)
NaOH (л)
1
2
3
Выводы. Сделайте заключение о процентном содержании HCl в растворе,
подлежит ли лекарственная форма отпуску? Как велико относительное отклонение
вашего результата от данных, имеющихся у преподавателя? В какой среде индикатор –
метиловый оранжевый – изменяет окраску? Соответствует ли это рН в точке
эквивалентности в данном титровании? Не следовало ли взять другой индикатор?
Тема: ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ХИМИЧЕСКИХ И
БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Цель темы: Приобретение системных знаний об основных началах термодинамики
и термодинамических функциях состояния системы и умение применять эти знания к
конкретным системам, встречающихся в биологических объектах. Овладение навыками
выполнения термохимических расчетов для прогнозирования направленности и
энергетики биохимических процессов, а также экспериментального определения тепловых
эффектов на примере реакция нейтрализации.
Исходный уровень. Студент должен знать из довузовского курса химии:
«Тепловые эффекты химических реакций, сохранение и превращение энергии при
химических реакциях. Термохимические уравнения. Молярная концентрация вещества в
растворе» и из курса биологии: «Обмен веществ и превращение энергии в клетке».
Основные учебно-целевые вопросы:
1. Основные понятия химической термодинамики:
- система; типы систем (изолированные, закрытые, открытые);
- интенсивные и экстенсивные параметры системы;
- функции состояния системы;
- внутренняя энергия; работа и теплота – формы передачи энергии;
- термохимические процессы (изотермические, изобарные, изохорные);
- термодинамические обратимые (равновесные) и необратимые процессы;
стандартное состояние.
1.2. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия
образования и сгорания веществ.
1.3. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса и следствия
из него.
1.4. Второе начало термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса. Прогнозирование
направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированных и закрытых
системах; роль энтальпийного и энтропийного факторов. Термодинамические условия
равновесия.
1.5.Экзергонические
и
эндергонические
процессы
в
организме.
Макроэргические соединения.
1.6.Химическая термодинамика как теоретическая основа химических
процессов и биоэнергетики
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СИТУАЦИОННЫЕ ЗАДАЧИ
Вычисление значение внутренней энергии, теплоты и работы
Задача №1. Рассчитайте значение работы, проделанной реакцией открытия
мышьяка в биологическом материале (слюне):
Na3 AsO3  3Zn  9HCl  AsH 3  3NaCl  3ZnCl2  3H 2O
О т в е т . W = 2496,4 Дж или 2,5 кДж.
Задача №2. Чему равно изменение внутренней энергии U при испарении воды
массой 100 г при 20°С, если принять, что водяной пар подчиняется законам идеальных
газов, а объемом жидкости, который незначителен по сравнению с объемом пара, можно
пренебречь. Удельная теплота парообразования воды q  2445 Дж/г.
О т в е т . В нутренняя энергия увеличилась на 230,97 кДж.
Вычисление значение теплового эффекта и определение теплоты образования
и сгорания
Задача №3. Определите тепловой эффект реакции образования воды:
2H 2 ( Ã )  O2 ( Ã )  2H 2O( Æ ) при постоянном давлении и температуре 298 К, если тепловой
эффект при постоянном объеме равен -284,2 кДж/моль.
О т в е т . H   291,6 103 Дж/моль или 291,6 кДж/моль.
Задача
№4.
Определите
теплоту
реакции: 1 2 H 2 ( Ã )  1 2 I 2 ( Ã )  HI ( Ã )
О т в е т . H rî 298  26,04 кДж/моль.
образования
HI ( Ã )
Задача
№5.
Рассчитайте
стандартный
тепловой
реакции: ÑH4 ( Ã )  ÑO2 ( Ã )  2ÑO( Ã )  2H 2 по стандартным теплотам сгорания.
по
эффект
О т в е т . H ro 298  247,36 кДж/моль.
Вычисление изменения стандартной энтропии и энергии Гиббса
o
Задача №6.Предскажите знак изменения энтропии / S 298
/ в каждой из ниже
o
предполагаемых реакций и проверьте правильность сделанных выводов расчетом S 298
соответствующих реакций, пользуясь справочными данными.
1.
Реакции
2KClO3 ( Ê )  2KCl( Ê )  3O2 ( Ã )
2.
N2 ( Ã )  2O2 ( Ã )  2 NO2 ( Ã )
3.
3Ñ2 H 2 ( Ã )  C6 H 6 ( Æ )
4.
o
FeO( Ê )  H ( Ã )  Fe( Ê )  HO( Ã ) Вероятно, S 298
>0, так как усложнился состав молекул
газа ( H 2O вместо H 2 ), хотя в результате реакции число
5
Ag  ( P )  Cl  ( P )  AgCl( Ê )
Выводы
S
o
первой реакции больше нуля / S 298
>0/. Энтропия
системы как мера неупорядоченности растет при
увеличении количества молей вещества (числа молей), тем
более что полученные вещества находятся в газообразном
состоянии.
o
S 298
<0, так как в реакцию вступают три объема газов, а
получаются два, т.е. число частиц газообразных веществ
уменьшается, в системе растет 4порядоченность.
o
S 298
<0 по той же причине, что и в случае 2.
o
298
молей и не изменилось (в том числе и газообразных
веществ).
o
S 298
<0. Ионы Ag  и Cl  , находящиеся в растворе,
переходят в осадок, т. е. в системе растет упорядоченность.
o
О т в е т . Таким образом, результаты вычисления S 298
реакций подтвердили
выводы, сделанные ранее, т.е.:……..
o
1) S 298
=
o
2) S 298
=
o
3) S 298
=
o
4) S 298
=
o
5) S 298
=
Задача №7. Какие из реакций, перечисленных в задаче №6, протекают
самопроизвольно при стандартных условиях?
О т в е т . Полученные результаты говорят о том, что реакции …, … и … могут
протекать в стандартных условиях самопроизвольно до установления равновесия, а
реакции … и …. в этих условиях протекать в указанном направлении не могут.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Какие из следующих термодинамических функций относятся к функциям
состояния системы: теплота, энтальпия, энтропия, работа расширения газа, свободная
энергия Гиббса?
2. Для каких условий справедливо соотношение H  T  S ? При каких условиях
это не так?
3. Сформулируйте
условия
самопроизвольного
протекания
реакций,
сопровождающихся:
1) увеличением энтропии и энтальпии;
2) уменьшением энтальпии и энтропии;
3) увеличением энтропии и уменьшением энтальпии;
4) уменьшением энтропии и увеличением энтальпии.
4. Сформулируйте I закон термодинамики. В чем различие между величинами H и
U ? Напишите уравнение связи H и U .
5. Обоснуйте, почему величину H или U целесообразнее использовать при
изучении химических реакций?
6. Как формулируется закон Гесса и где он применяется? Покажите, что данный
закон справедлив для процессов, протекающих при условии постоянства давления или
постоянства объема системы.
7. Проиллюстрируйте примерами тот факт, что направление химического процесса
зависит от следующих факторов таких, как энтальпии и энтропии.
8. Что такое изобарно-изотермический потенциал, или свободная энергия Гиббса?
Что можно сказать о химическом процессе, для которого:1) G  0 ; 2) G  0 ; 3)
G  0 .
0
9. Почему некоторые реакции, значение G298
которых отрицательно, на самом
деле не протекают? Какие условия можно подобрать для их протекания?
0
10.
Почему некоторые вещества, значение G298
образования которых
положительны, все-таки существуют? Что можно сказать о способах получения таких
веществ?
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа. Определение стандартной теплоты (энтальпии)
реакции нейтрализации
Принцип метода. Теплота, выделяемая или поглощаемая в химической реакции,
измеряется с помощью калориметра. В калориметрах наиболее распространенного типа
реакция протекает в камере, которая помещена в термоизолированный сосуд. Выделение
теплоты изучается при реакции нейтрализации по повышению температуры раствора.
В данной работе требуемая точность эксперимента позволяет учитывать только
теплоту, пошедшую на разогрев раствора и калориметрического стакана; теплотой,
пошедший на разогрев других частей калориметра, можно пренебречь
Энтальпия реакции нейтрализации, протекающей между сильной кислотой и
сильным основанием, практически не зависит от их природы, так как реально в растворах
протекает одна и та же реакция: В качестве примера рассмотрим реакцию нейтрализации
сильной кислоты HCl раствором сильного основания NaOH . Представим ее уравнением
реакции гидратированных ионов:
Í

ãèäð





 Ñlãèäð
 Naãèäð
 OH ãèäð
 Naãèäð
 Clãèäð
 H 2O( Æ ) ; Í  Q
После сокращения ионов натрия и хлора может быть представлена в виде краткого
ионного уравнения, составляющего суть процесса:


Í ãèäð
 OH ãèäð
 Í 2O( Æ ) ; Í  Q1 .
При температуре 298 К для 1 моль – эквивалентна кислоты или основания
Q1  55,9êÄæ . Отсюда Í r0  55.9 кДж/моль, поэтому Í  0 .
В случае реакции нейтрализации слабых кислот и слабых оснований такого
постоянство не наблюдается, так как часть теплоты расходуется на ионизации слабой
кислоты и слабого основания.
Цель работы. Научиться калориметрически определять энтальпии
химических реакций.
Приборы и оборудование: калориметр, состоящий из двух стаканов различного объема
(например, 0,1 и 0,5 л), вставленных один в другой; пробки с отверстиями для термометра;
мешалки и воронки; мерные цилиндры; термометр с ценой деления 0,1î .
Реактивы: соляная кислота и гидроксид натрия с концентрацией в пределах 0,5-1 моль/л;
вода дистиллированная.
Ход работы:
1. Ознакомьтесь с устройством калориметра и
зарисуйте его, зная, что простейший калориметр (см. рисунок
1.1) представляет собой калориметрический стакан (1),
находящийся в большом термоизаляционном стакане (2) с
крышкой
(3).
С
внутренним
пространством
калориметрического стакана контактируют воронка (4) и
термометр (5).
2. Отмерьте цилиндром 30 мл 1 М раствора
гидроксида натрия /   1,037 г/мл/ и поместите содержимое в
калориметрический стакан, затем измерьте температуру
раствора в стакане / tùî /.
3. Отмерьте цилиндром 30 мл 1 М раствора соляной
кислоты /   1,014 г/мл/ и измерьте температуру раствора
кислоты / t êî /. Затем быстро, без потерь, влейте через воронку
кислоту в калориметр к раствору щелочи. Тщательно
перемешайте раствор и измерьте его максимальную
температуру / t 2 /.
4. Данные и результаты эксперимента записывайте в
таблицу по форме:
Рис. 1.1. Лабораторный
калориметр для определения энтальпии реакции:
1 - калориметрический
стакан;
2- термоизоляционный
стакан; 3- крышка;
4- воронка; 5 - термометр.
Таблица 1.1
Экспериментальные данные и результаты измерений
1) Масса калориметрического стакана
m1  _____ (г);
2) Концентрация растворов
1
1
Ñ ( HCl ) = Ñ ( NaOH )  ____ (моль/л);
z
z
3) Объем раствора
V ( HCl )  V ( NaOH )  ____ (мл);
4) Температура раствора NaOH
tùî  ____ (градус):
5) Температура раствора HÑl
6) Начальная температура раствора
trî  ____ (градус);
t1î  0,5(tùo  têî )  ____ (градус);
7) Температура после нейтрализации
8) Масса NaOH
t2î  ____ (градус);
mù   ù  Vø  _____ (г);
9) Масса HÑl
mê  ê Vê  _____ (г).
5. Выполните следующие нижеуказанные расчеты:
1) По закону Гесса рассчитайте теоретическое значение теплового эффекта
реакции нейтрализации с использованием табличных значений:
0
H rî 298   i H 0f 298 (ïðîä )   i H f (èñõ) . Отсюда
298
( )  (H ( )  H ( )) .
2) Теплоемкость калориметра / Ñ / находите по формуле:
Ñ  m1  C1  (mù  mê )  C2 ,
где:
 Ñ1 – удельная теплоёмкость стекла, равная
0,753
Äæ /( ã Ê ) ;
 Ñ2 – удельная теплоёмкость раствора, равная 4,184 Äæ /( ã  Ê ) ;
3) Стандартную энтальпию реакции нейтрализации определите по формуле:
t  C
,где:
H o  
n(NaOH )
 Ò - разность среднего арифметического значения температуры после
реакции и среднего арифметического значения температуры до реакции;
 n  C ( NaOH ), ìîëü / ë  V ( NaOH ), ë
4) Определите абсолютную (а) и относительную (б) ошибку по следующим
формулам:
H ro 298( òåîð )  H ro 298( ýêñï )
o
o
а) Õ  H r 298( òåîð )  H r ('ýêñï )
и
б) Õ 
H ro 298( òåîð )
H
o
r 298
= H
î
298 H2O
o
298 H 
o
298 OH 
6. Выводы. 1) Делайте вывод о зависимости стандартной теплоты реакции от
природы реагирующих кислот и оснований. 2) Объясните наличие относительной ошибки
опыта.
Тема: КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ И БИОХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Цель темы: 1. Приобретение системных знаний об основных закономерностях
протекания химических реакций, факторах, влияющих на скорость реакции и на
химическое равновесие и умение применять эти знания к конкретным системам,
встречающихся в биологических объектах. Овладение навыками выполнения
кинетических расчетов для прогнозирования скорости биохимических процессов.
2.Экспериментальное изучение зависимости скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.
Исходный уровень. Студент должен знать из довузовского курса химии:
«Скорость химических реакций, единицы измерения, константа скорости реакции.
Факторы, влияющие на изменение скорости химической реакции: концентрация,
температура, давление для газов, катализатор, правило Вант-Гоффа, энергия активации.
Химическое равновесие, закон действующих масс, принцип Ле-Шателье» и из курса
биологии: «Ферменты и их роль в жизнедеятельности клетки».
Основные учебно-целевые вопросы:
1. Основные понятия химической кинетики:
 истинная и средняя скорость химической реакции и математическое выражение
скорости реакции;
 простые и сложные реакции (параллельные, последовательные, сопряженные,
цепные);
 гомогенные и гетерогенные реакции;
 молекулярность и порядок реакции.
1.2. Зависимость скорости реакции от концентрации. Кинетические уравнения
реакций нулевого, первого и второго порядков. Константа скорости реакции. Период
полупревращения.
1.3. Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный
коэффициент скорости реакции. Уравнение Аррениуса. Энергии активации.
Энергетический профиль реакции. Теория активных соударений и переходного состояния.
1.4. Гомогенный и гетерогенный катализ. Энергетический профиль
каталитической реакции. Ферментативный катализ в биологических системах. Уравнение
Михаэлиса-Ментен.
1.5. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия.
Принцип Ле-Шателье.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СИТУАЦИОННЫЕ ЗАДАЧИ
Вычисление скорости, константы и температуры коэффициента скорости
реакции
Задача № 1. Взаимодействие NO со свободным кислородом приводит к
образованию высокотоксичного диоксида азота / NO2 /, хотя эта реакция в
физиологических условиях протекает медленно и при низких концентрациях NO in
vivo не играет существенной роли в токсическом повреждении клеток, но, однако
патогенные эффекты резко возрастают при его гиперпродукции. Определите, во сколько
раз возрастает скорость взаимодействия оксида азота (II) c кислородом при увеличении
давления в смеси исходных газов в два раза, если скорость реакции 2NO  O2  2NO2
описывается уравнением   k  c 2 [ NO]  c[O2 ] ?
О т в е т . Скорость реакции увеличится в 8 раз.
Задача № 2. Считается, что концентрация хлора (зеленоватый газ с резким
запахом) в воздухе выше 25 ppm опасна для жизни и здоровья, но, имеются данные, что
если пациент восстановился после острого тяжелого отравления этим газом, то
остаточных явлений не наблюдается. Определите, как изменится скорость реакции:
4HCl  O2  2Cl2  2H 2O , протекающей в газовой фазе, если увеличить в 3-и раза: 1)
концентрацию O2 , 2) концентрацию HCl , 3) давление / p /?
О т в е т . Скорость реакции увеличится в: 1) и 2) 81 , 3) 243 раза.
Задача № 3. Как изменяется скорость взаимодействия исходных веществ при
изменении температуры с 20 î Ñ до 66 î Ñ , если температурный коэффициент реакции
равен 2,5?
О т в е т . При изменении температуры (т.е. при повышении) скорость увеличится в
67,7 раз.
Задача № 4. Вычислите температурный коэффициент  скорости реакции, зная, что
с повышением температуры на 60 î Ñ скорость возрастает в 128 раз.
О т в е т .  =2.
Задача № 5. Для одной из реакций были определены две константы скорости: при
443 Ñ 0,00670 и при 497 î Ñ 0,06857. Определите константу скорости этой же реакции при
508î Ñ .
О т в е т . kT3  0,1059.
î
Вычисление константы химического равновесия и определение направление
смещения равновесия по принципу Ле-Шателье.
Задача №6. Двуокись углерода / ÑÎ 2 / в отличие от моноксида углерода / ÑÎ / не
нарушает физиологических функций и анатомической целостности живого организма и
удушающий эффект их обусловлен лишь присутствием в высокой концентрации и
снижением процентного содержания кислорода во вдыхаемом воздухе. Чему равна
константа равновесия реакции / Ê Ð /: 2ÑÎ 2  2ÑÎ  O2 при температуре 2000o C ,
выраженная через: а) парциальные давления реагирующих веществ Ê Ð ; б) их молярные
концентрации Ê Ñ , зная, что состав равновесной смеси выражается объемными
долями: 85,2% ÑÎ 2 , 9,9% ÑÎ и 4,9% Î 2 , а общее давление в системе составляет
1,013  105 Па?
О т в е т . Ê ð  67,1 Па. Ê Ñ  3,6 103 ìîëü / ì 3 .
Задача № 7. В каком направлении сместится равновесие в следующих реакциях:
H î  0 ;
1. ÑO( Ã )  H 2O( Ã )  CO2( Ã )  H 2( Ã )
2. N2( Ã )  3H 2( Ã )  2 NH3( Ã )
H î  0 ;
3. H 2( Ã )  S(ÒÂ)  H 2 S( Ã )
H î  0 ;
а) при повышении температуры, б) при понижении давления, в) при увеличении
концентрации водорода?
Ответ.
а) При повышении температуры в реакциях _____ и _____ равновесие будет
смещено влево, а в реакции ______ – вправо.
б) На реакции _____ и ______ понижение давления не повлияет, а в реакции _____
– равновесие будет смещено влево.
в) Повышение температуры в реакциях _____ и _____ повлечет за собой смещение
равновесия вправо, а в реакции _____ – влево.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Объясните, что означают термины: скорость реакции, константа скорости?
2. Как выражается средняя и истинная скорость химических реакций?
3. Почему о скорости химических реакций имеет смысл говорить только для
данного момента времени?
4. Сформулируйте определение обратимой и необратимой реакции.
5. Дайте определение закона действующих масс. В равенствах, выражающих этот
закон, отражена ли зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ?
6. Как зависит скорость реакции от температуры? Что называется энергией
активации? Что такое активные молекулы?
7. От каких факторов зависит скорость гомогенной и гетерогенной реакции?
Приведите примеры.
8. Что такое порядок и молекулярность химических реакций? В каких случаях они
не совпадают?
9. Какие вещества называются катализаторами? Каков механизм ускоряющего
действия катализатора?
10. В чем заключается понятие «отравление катализатора»? Какие вещества
называют ингибиторами?
11. Что называется химическим равновесием? Почему оно называется
динамическим? Какие концентрации реагирующих веществ называют равновесными?
12. Что называют константой химического равновесия? Зависит ли она от природы
реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления? Каковы особенности
математической записи для константы равновесия в гетерогенных системах?
13. Что такое фармакокинетика лекарств?
14. Процессы, происходящие с лекарственным препаратом в организме,
количественно характеризуются рядом фармакокинетических праметров. Приведите
основные из них.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа. Зависимость скорости химической реакции от концентрации
Принцип метода. Метод основан на определении времени t образования
опалесценции, обусловленной образованием серы / S  / в ходе разложения динатрий
тиосульфата серной кислотой. Время t от начала реакции (началом реакции считается
момент сливания растворов) до заметного помутнения раствора зависит от скорости
реакции  . Это дает возможность судить об относительной скорости реакции: чем
больше скорость, тем меньше время.
Процесс разложения многостадийный:
Na2 S2O3  H 2 SO4  H 2 S2O3  Na2 SO4
(1)
H 2 S 2O3  H 2 SO3  S 
(2)
H 2 SO3  SO2   H 2O
(3)
Скорость второй реакции наименьшая, является предметом изучения, поэтому
она и определяет скорость разложения Na2 S 2O3 . Образующаяся в результате
окислительно-восстановительного процесса сера вызывает помутнение раствора. Однако
помутнение становится заметным после того, как концентрация серы достигнет
определенной величины. Следовательно, чем выше концентрация веществ в смеси, тем
быстрее между ними идет реакция. Другими словами, скорость химической реакции
прямо пропорциональна концентрациям реагирующих веществ в степенях, равных
стехиометрическим коэффициентам – з а к о н д е й с т в у ю щ и х м а с с .
В зависимости от значения порядка реакции n можно выделить 4-е основные
зависимости скорости реакции от концентрации, графики которых показаны на рисунке
2.1.
Рис. 2.1. Зависимость скорости
реакции от концентрации для
химических реакций разного
порядка: 1- n = 0; 2 - 0 < n < 1;
3– n =1; 3– n >1.
Цель работы. Установить зависимость скорости реакции разложения динатрия
тиосульфата / Na2 S 2O3 /. Определить порядок данной реакции.
Приборы и оборудование: секундомер, бюретки вместимостью 25 мл, стаканы
вместимостью 50 мл, мензурки.
Реактивы: серная кислота и динатрий тиосульфата с концентрацией 0,15 моль/л; вода
дистиллированная.
Ход работы:
1.
В 8 стаканов (4 пары) из бюреток (* лучше пипеткой) налейте объемы 0,15 М
раствора Na2 S 2O3 и дистилированной воды, приведенные в таблице №3.1.
2.
В первый стакан прилейте 15 мл 0,15 М раствора H2SO4, одновременно
включите секундомер. Определите время от момента добавления кислоты до появления в
растворе слабой опалесценции. Опыт повторите 2 раза.
3.
Проведите аналогичные опыты с 2, 3 и 4- ми стаканами.
4.
Данные и результаты эксперимента внесите в таблицу №2.1.
Таблица 2.1
Зависимость скорости разложения Na2 S 2O3 от ее концентрации / t o  20o C /
1.
2.
3.
4.
Общий
объем,
мл
Объем, мл
№
опыта
Na2 S 2O3
H 2O
15
10
5
3
0
5
10
12
H 2 SO4
Ñ ( H 2 S2O3 )
10 2 ,
моль/л
Промежуток
времени от начала
отсчета до
появления мути, сек.
t1
t2

1
tñð.
10 2 ,
ìîëü
ëñ
t ñð.
15
5.
Обработка результатов. Выполните следующие нижеуказанные расчеты:
а) Для всех проведенных опытов (т.е. 1, 2, 3 и 4-й), пользуясь полученными
данными, определите молярную концентрацию тиосерной кислоты H 2 S2O3 по формуле:
Ñ ( Na2 S2O3 ) V ( Na2 S2O3 )
1) Ñ ( H 2 S2O3 ) 
 ...ìîëü / ë .
Vîáù . ( Na2 S2O3  H 2 SO4  H 2O)
б) Вычислите для всех проведенных опытов (т.е. 1, 2, 3 и 4-й) t ñð. по формуле:
1) tñð. 
t1  t 2
...ñ .
2
в) Рассчитайте скорость химической реакции для всех проведенных опытов (т.е. 1, 2,
3 и 4-й) по формуле:
ìîëü
1
1)  
.
...
ëñ
tñð.
6. Выводы. 1) Постройте график зависимости скорости  реакции (ось ординат)
от концентрации Ñ (ось абсцисс) реагирующих веществ. Согласно закону действия масс
зависимость скорости реакции от концентрации должна выражаться прямой линией,
проходящей через начало координат. 2) Сделайте вывод о зависимости скорости реакции
от концентрации и определите порядок реакции.
Тема: КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ И ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цель темы: Овладение навыками решения типовых задач на определение свойств
растворов в зависимости от их концентрации и освоение криоскопические,
эбуллиоскопические и осмотические методы для определения молярной массы
растворенного вещества.
Исходный уровень. Студент должен знать:
Растворы.
Химическая
организация клетки.
Строение молекулы воды, ее
физико-химические свойства.
Строение и функции
наружной клеточной
мембраны.
Теорию электролитической
диссоциации Аррениуса (ТЭД).
Основные механизмы
поступления веществ в клетку и
из клеток: осмос, диффузия,
активный транспорт, эндо- и
экзоосмос.
Основные учебно-целевые вопросы:
1. Вода как универсальный биологический растворитель.
2. Коллигативные свойства растворов (определение, виды).
2.1. Диффузия. Осмос. Осмотическое давление.
2.2. Гипо–, гипер– и изотонические растворы, их значение для медицины.
2.3.Закон Вант-Гоффа (формулировка), уравнение для неэлектролитов и
электролитов.
2.4. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа, его связь со степенью диссоциации.
2.5.Осмолярная и осмоляльная концентрация ñîñì в практической медицине.
2.6. Биологическое значение осмоса: изоосмия, гемолиз, плазмолиз, тургор,
онкотическое и осмотическое давление крови.
2.7. Закон Рауля и его следствия: понижение и повышение температуры
(криометрия и эбулиометрия).
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СИТУАЦИОННЫЕ ЗАДАЧИ
Задачи на закон Вант-Гоффа и Рауля
Задача №1. Применение соединений цинка в медицине основано на том, что цинк
дает соединения с белками – альбуминаты растворимые и нерастворимые, последние
обычно образуют пленку на тканевой поверхности и оказывают подсушивающее
действие, что способствуют заживлению тканей, а растворимые оказывают действие от
слабовяжущего до резко прижигающего. Осмотическое давление 0,1 М. ZnSO4 при 0°С
равно 1,59 105 Па. Определить кажущуюся степень диссоциации соли в данном
растворе.
О т в е т .   40,1% .
Задача №2. Определить концентрацию раствора глюкозы, если раствор этого
вещества при 18°С изотоничен с раствором, содержащим 0,5 моль/л хлорида кальция.
Кажущаяся степень диссоциации СаCI2 в растворе при указанной температуре
составляет 65,4%.
О т в е т . ñ  1,154 моль/л.
ãë
Задача №3. В медицине раствор формальдегида применяется для консервации
анатомических и биологических препаратов и не может быть назначен внутрь, т.к.
является
протоплазматическим ядом. Определить температуру кипения раствора,
содержащего 6 г формальдегида ÑÍ 2Î в 100 г воды. Ê ý ( Í 2Î )  0,52 град∙кг/моль.
О т в е т . Têèï .( ð ðà)  101,04î Ñ.
Задача №4.По фармакологическим свойствам этиловый спирт относится к
веществам наркотического действия. Воздействуя на кору головного мозга, он вызывает
характерное алкогольное возбуждение, в больших дозах – ослабление возбудительных
процессов коры и угнетение деятельности дыхательного центра. При какой примерно
температуре будет замерзать 40 % водный раствор Ñ2 Í 5ÎÍ .
О т в е т . Раствор начнет замерзать примерно при  26,95î Ñ .
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАЧИ
1. В каком из растворов хлорида натрия: 2%, 0,86%, 0,2% жизнедеятельность
эритроцитов не будет нарушена и почему?  êðîâè  7,7àòì . , T=37оС. Плотность растворов
и степень диссоциации NaCI считать равными единице.
2. Изотоничны ли растворы мочевины и уксусной кислоты с массовой долей 0,6%,
если степень диссоциации уксусной кислоты равна 0,01, ρ =1 г/мл?
3. Магния сульфат / MgSO4 / в медицинской практике применяют как
слабительное, желчегонное и успокаивающее действие на ЦНС. При концентрации
препарата в крови 9-10 мг% наступает снотворный эффект, а при 15-18 мг% –
наркотическое состояние. Большие концентрации могут вызвать угнетение дыхания.
Определите осмотическое давление раствора сульфата магния концентрации 0,005
моль/л при 18 оС, если кажущаяся степень диссоциации этой соли равна 66%.
4. Никотинамид (пиридин-3-карбоновой кислоты) в медицинской практике
применяют как специфическое противоаллергическое средство. Осмотическое давление
крови при 37оС равно 7.7 атм. Будет ли изотоничен крови 2% раствор никотинамида
/ Ñ5 H 4 NCONH2 (витамин РР), ρ=1,03 г/мл?
5. Общая осмотическая концентрация в плазме крови в норме составляет 0,3 моль/л.
Вычислите осмотическое давление плазмы крови при T=25oC.
6. Осмотическое давление раствора, содержащего 0,2 г белка в 10 мл, при 25оС
равно 10-3 атм. Определить молярную массу белка.
7. Рассчитайте осмотическое давление 20%-ного водного раствора глюкозы (ρ =
1,08 г/мл) при 310 К, применяемого для внутривенного введения, например, при отеке
легкого. Каким будет этот раствор (гипо-, гипер-, изотоническим) по отношению к крови,
если учесть, что π крови равно 740-780 кПа?
8. Чему равно осмотическое давление раствора при 20оС, в 100 мл которого
содержится 6,33 г красящего вещества крови – гематина (Mr (С34Н33N4O5Fe=633 г/моль))?.
9. Что произойдет с эритроцитами крови, если их поместить в 3 моль/л раствор
глюкозы?  êðîâè  7,7àòì . , при T=37оС.
10. Что произойдет с эритроцитами при 310 К в 2%-ном растворе глюкозы (ρ=1,006
г/мл)
11. В каком из двух растворов глюкозы отклонение от закона Рауля будет больше:
с С=0,1М или С=0,2М? Дайте пояснения.
12. В каком случае отклонение от закона Рауля будет больше: в растворе уксусной
кислоты с моляльной концентрацией 0,05 моль/кг или в соляной кислоте с такой же
моляльной концентрацией? Дайте пояснения.
13. Вычислите температуру кипения и температуру замерзания 4,6% раствора
глицерина в воде.
14. Вычислите температуру кипения и температуру замерзания водного раствора
сахарозы с массовой долей 2%.
15. Давление пара чистого ацетона при 20°С 23940 Па. Давление пара раствора
камфоры в ацетоне, содержащего 5 г камфоры на 200 г ацетона при той же температуре,
равно 23 710 Па. Определить молекулярную массу камфоры, растворенной в ацетоне.
16. Определите эбулиоскопическую постоянную ацетона, если раствор,
содержащий 4,6 г глицерина / Ñ3 H 8O3 / в 200 г ацетона / (CH 3 ) 2 CO /, кипит при температуре
56,43оС. Ткип( (CH 3 ) 2 CO ) =56оС.
17. Температура замерзания сыворотки крови равна
-0,56оС. Рассчитайте
моляльную концентрацию солей в крови, условно считая все соли бинарными и
полностью распадающимися на ионы по схеме: ÊÀ  Ê   À . Наличие в сыворотке
неэлектролитов во внимание не принимать. Åêð .âîäû  1,86 К∙кг/моль.
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа. Определение молярной массы неэлектролита
криоскопическим методом
Принцип метода. В основе криоскопического метода определения молекулярной
массы вещества лежит закон Рауля, причем он справедлив для сильно разбавленных
растворов неэлектролитов. При затвердевании такого раствора сначала выпадают
кристаллы чистого растворителя, и раствор становится более концентрированным, а
температура кристаллизации – наиболее низкой. Поэтому при определении температуры
затвердевания раствора следует измерять температуру начала кристаллизации. При этом
нельзя допускать сильного переохлаждения раствора (более чем на 0,2î Ñ ).
Криоскопический метод является более точным, чем эбуллиоскопический, так как в
этом случае не происходит потери растворителя путем испарения, криоскопическая
постоянная воды больше эбуллиоскопической, что повышает точность отсчетов при
определении ∆ T
. В криоскопическом методе точность определения молекулярной
çàì
массы зависит от точности измерения температуры. Для этого пользуются специальным
термометром Бекмана (см. рисунок 3.1(а)), предназначенным для измерения малых
разностей температур.
Цель работы. Научиться методом криоскопии определять молярную массу
растворенного вещества.
Приборы и оборудование: криометр, дифференциальный термометр Бекмена,
термометр химический.
Реактивы: лед колотый или снег, хлорид натрия (крист.), навеска исследуемого
вещества (сахароза С12Н22О11); вода дистиллированная.
Ход работы:
1. Заполните внешний сосуд криометра (см. рисунок 3.1), т.е. стакан /4/
охладительной смесью из воды, льда и технической соли NaCI êðèñò . (40-50 г) с
температурой на 3–4о ниже 0оС, закройте его крышкой со вставленной в нее мешалкой /5/
и сосудом /3/.
Рис. 3.1. Термометр Бекмана (а); прибор для криоскопических измерений (б).
а
б
1 - термометр Бекмана; 2 - пробка; 3 пробирка
с
боковым
отростком;
4
—
термоизоляционный
стакан,
заполненный
охладительной смесью; 5 - мешалка; 6 — широкая
пробирка, служащая воздушной рубашкой
Термометр Бекмана отличается от обычного
термометра не только большей длиной шкалы, но и
наличием второго - запасного ртутного резервуара,
который позволяет изменять количество ртути в
основном, нижнем резервуаре.
Шкала такого термометра имеет длину 25—30
см и поделена на 5 делений. Каждый градус разделен
на десятые и сотые доли.
2. Отмерьте из бюретки в сосуд /3/, или взвесьте на аналитических весах, ≈ 20,00
см растворителя / H 2O /.
3. Настройте термометр Бекмана /1/ и вставьте в прибор в вертикальном
положении, он не должен касаться стенок сосуда. После настройки данный термометр
нельзя класть горизонтально и встряхивать, чтобы из капилляра в верхний
резервуар не упала капелька ртути.
4. Медленно помешивайте жидкость до температуры на 0,5оС выше ожидаемой
температуры кристаллизации, затем, прекратив помешивание, наблюдайте за понижением
температуры (для чистого растворителя до –0,5- –1,0оС).
5. Возобновите перемешивание переохлажденной жидкости, что вызовет
кристаллизацию и повышение температуры. Не прекращая перемешивания, отмечайте
максимальную температуру подъема (из переохлажденного состояния), которая и будет
истинной температурой кристаллизации данной жидкости.
6. Выньте сосуд /3/ из стакана /4/ и, подогревая его рукой, растворите
образовавшиеся кристаллы.
7. Опустите сосуд /3/ снова в стакан /4/ и повторите переохлаждение с
последующей кристаллизацией. Опыт повторите несколько раз, пока последние два
определения температуры кристаллизации будут отличаться не более чем на 0,01оС.
3
8. Определив температуру кристаллизации растворителя, через боковой тубус
сосуда /3/ , всыпьте навеску исследуемого вещества и, вынув сосуд с веществом и
растворителем, подогрейте его рукой, вызывая расплавление кристаллов растворителя и
растворение в нем навески.
9. Вставив сосуд в стакан /4/, проведите процесс охлаждения так же, как это
предписано выше в пп. 3-5. (Раствор переохлаждать более чем на 0,2 оС нельзя).
10.
Все вышеуказанные данные и результаты опыта внесите в таблицу № 3.1.
11.
Отчет о работе состоит из непосредственной записи наблюдений и
вычислений по ниже указанной форме.
а) Температуру кристаллизации раствора определите 3–4 раза; из полученных
данных рассчитайте среднюю температуру кристаллизации /  Tñð. / и разность средних
температур

кристаллизации
Tçàì  Tñð.( ð ëü)  Tñð( ðàñòâîðà ) .
растворителя,
раствора

Tñð.
по
формуле:
б)
Ì ( Õ) 
Рассчитайте
молярную
массу
растворенного
вещества
по
формуле:
1000  Ê  m
â  âà ,
m
 Tçàì
ð  ëÿ
где
mââà – масса растворенного вещества, г; m ð  ëÿ - масса растворителя (воды, г).
Таблица №3.1
Растворенное
вещество
Растворитель
Экспериментальные данные и результаты измерений
Результаты
взвешивания
m
р-ля,
г
m
в-ва,
г
Понижение температуры
кристаллизации
Температура кристаллизации
чистый
растворитель
T1 T2 T3 Òñð
раствор

T1
T2
T3
Tçàì  Tñð.( ð ëü)  Tñð( ð ð )
Òñð
12.
Выводы. В чем причина понижения точки замерзания и повышения точки
кипения раствора по сравнению с чистым растворителем? Определите относительную
ошибку измерения M ââà , узнав у преподавателя истинную молярную массу
растворенного вещества.
Тема: ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ.
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ. ГИДРОЛИЗ
Цель темы: 1. Приобретение системных знаний о механизмах электролитической
диссоциации в зависимости от природы химической связи и растворителя, о степени и
константе диссоциации, об ионном произведении воды и водородном показателе (рН) и
умение применять эти знания к конкретным системам, встречающиеся в биологических
объектах. 2. Экспериментального выявления причины и следствия гидролиза, основные
случаи гидролиза солей и на основе приобретенных знаний прогнозирования значения
гидролиза в биологических процессах (гидролиз белков, полипептидов, углеводов,
липидов, нуклеиновых кислот и гидролиз АТФ как универсальный источник энергии в
организме).
Исходный уровень. Студент должен знать из довузовского курса химии:
«Строение молекулы воды, ее физико-химические свойства. Теорию электролитической
диссоциации Аррениуса (ТЭД). Гидролиз солей, факторы, усиливающие и ослабляющие
гидролиз» и из курса биологии: «Физические свойства воды и их значение для
биологических процессов различных уровней. Химическая организация клетки (роль
электролитов на клеточном и организменном уровне организации)».
Основные учебно-целевые вопросы:
1. Электролиты сильные и слабые.
1.1.Степень и константа диссоциации (ионизации) слабых электролитов. Закон
разведения Оствальда.
1.2.Свойства растворов сильных электролитов. Суть теории Дебая и Хюккеля.
Ионная сила растворов (I или μ), активность (α), коэффициент активности ионов (γ).
2.
Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Водородный
показатель.
2.1.Понятие кислой, нейтральной и щелочной среды. Водородный и гидроксильный
показатели. Шкала рН.
1.2. Вывод формул и расчет [ H  ] , [OH  ] , рН, pOH растворов слабых и сильных
кислот и оснований.
1.3. Кислотно-основные индикаторы. Суть теорий индикаторов Оствальда и
цветности (ионно-хромоформной) Понятие об универсальном индикаторе.
1.4. Принцип колориметрического метода определения рН растворов.
3.Гидролиз (определение, причина и следствие, смещение равновесия
гидролиза).
3.1.Гидролиз солей одно- и многоосновных кислот и одно- и многокислотных
оснований (уравнение в молекулярном и ионном виде, рН среды, вывод константы
гидролиза (Кг) и связь ее с константой диссоциации слабого электролита, образующегося
при гидролизе).
4. Водно-электролитный баланс организма. Слюна как раствор электролитов.
Значение рН биологических жидкостей.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СИТУАЦИОННЫЕ ЗАДАЧИ
Вычисление степени и константы электрол итической диссоциации
Задача 1. Чему равна степень электролитической диссоциации уксусной кислоты в
водном растворе с Ñ (ÑH 3COOH ) = 0,01 моль/л? Константа диссоциации уксусной
кислоты Ê à  1,86 105 .
О т в е т .   4,5 102 или 4,5%.
Вычисление ионной силы и коэффициента активности ионов
Задача 2. Вычислите ионную силу раствора, содержащего в 1 л 0,005 моль
нитрата меди Cu(NO3 ) 2 и 0,001 моль сульфата алюминия Al2 (SO4 )3 .
О т в е т .   0,03
Вычисление концентрации ионов H + и OH Задача 3. При добавлении к воде раствора гидроксида калия /КОН/ концентрация
гидроксид- ионов стала равной 5 102 моль/л. Вычислите молярную концентрацию ионов
водорода [ H  ] , если температура раствора 40оС.
О т в е т . [ H  ] = 5,9 1013 моль/л.
Задача 4. Во сколько раз увеличится активность и концентрация ионов H + при
нагревании воды от 18 до 80оС?
О т в е т . При повышении температуры активность и концентрация ионов Н+
увеличивается 6.5 раз.
Вычисление рН растворов по известной концентрации H + - ионов
Задача 5. В биохимическом анализе используется 0,001 моль/л раствор HCl
Определите рН этого раствора.
О т в е т . ðÍ  3 . Значение рН  1 указывает на то, что в клиническом анализе
используется слабая кислота.
Вычисление молярной концентрации ионов водорода
известной их рН
Задача 6. Вычислить [H+] в ротовой жидкости, если рН=8,3.
О т в е т . [ H  ] = 5,1109 моль/л.
[ H+]
по
Вычисление рН растворов сильных и слабых электролитов по
известной их молярной концентрации
Задача №7. Определите рН раствора NH4OH , в котором C( NH4OH ) =0,1 моль/л
( K b  1,8 105 ).
О т в е т . ðÍ  11,13 .
Вычисление константы и степени гидролиза солей
Задача 8. Вычислите константу и степень гидролиза 0,1 М раствора no первой
ступени.
О т в е т . K ãèäð  2.27 102 h  32,26%
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. В чем заключается основная причина диссоциации? Как зависит способность
электролитов к диссоциации от вида химической связи?
2. Какие вещества называют электролитами? По какому принципу их разделяют
на сильные и слабые электролиты?
3. Что такое константа диссоциации? Чем она отличается от степени диссоциации
и от чего зависит?
4. Что называют активной концентрацией или активностью? В каком
соотношении она находится с аналитической концентрацией?
5. Что называют ионной силой раствора, и чем она определяется? Как изменяется
ее значение с увеличением числа различных ионов, присутствующих в растворе, с
увеличением заряда и концентрации каждого иона?
6. Почему в результате гидролиза изменяются кислотно-основные свойства
среды? Как ее можно определить?
7. Дистиллированная вода в открытых сосудах со временем показывает
слабокислую среду (рН=6). Как объяснить это явление?
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа. Факторы, влияющие на гидролиз веществ
Цель работы. Экспериментально определить влияние различных нижеуказанных
факторов на степень гидролиза солей и доказать его ступенчатый характер, а также
определить природу конечного продукта гидролиза.
Оборудование: набор пробирок в штативе, спиртовки, спички, держатели для пробирок.
Реактивы: растворы – хлорида, ацетата, сульфита и карбоната натрия; сульфата
алюминия; карбоната аммония; хлорида висмута; фенолфталеина; концентрированная соляная
кислота; дистиллированная вода; универсальная индикаторная бумага.
Опыт №1. Определение характера среды при гидролизе солей с помощью
универсальной индикаторной бумаги
Ход работы:
1. В 5 чисто вымытые пробирки налейте по 2-3 мл растворы, указанных в
нижеследующей таблице. Опустите в эти растворы полоски универсальной индикаторной
бумаги, полученные окраски сравните с цветной шкалой и с рН дистиллированной воды.
2. Результаты внесите в таблицу № 4.1.
Таблица 4.1
№№
Реакция среды при гидролизе солей
Испытуемая соль
Реакция среды
1.
2.
3.
H 2O дист.
NaCl
Na2CO3
4.
Al2 (SO4 )3
рН раствора
( NH 4 ) 2 CO3
5.
3. Выводы. Какие соли подвергаются гидролизу? Напишите уравнения гидролиза
в молекулярной и ионной форме. Почему при гидролизе карбоната натрия не выделяется
CO2 ? Объясните, чем обусловлена реакция среды в каждом случае.
Опыт №2. Влияние температуры на степень гидролиза
Ход работы:
1. Налейте в пробирку 2-3 мл 1 М раствора ацетата натрия, добавьте 1-2 капли
фенолфталеина. Нагрейте раствор почти до кипения и наблюдайте появление розовой
окраски. Охладите пробирку в холодной воде под краном и наблюдайте уменьшение
интенсивности окрашивания.
2. Выводы. Составьте уравнения гидролиза соли и объясните с позиций принципа
Ле Шателье наблюдаемое явление, зная, что фенолфталеин служат индикатором на
гидроксид- ион.
Опыт №3. Влияние разбавления и увеличения концентрации ионов [ H  ] на
равновесие гидролиза висмута (III) хлорида
Ход работы:
1. В пробирку внесите 2-3 капли раствора хлорида висмута (III) BiCl 3 и постепенно
по каплям прибавляйте воду до выпадения белого осадка хлорида оксовисмута BiOCl  .
Этот
осадок
образуется
на
второй
ступени
гидролиза
из
основной
соли Bi (OH )2 Cl вследствие отщепления воды. При подкислении концентрированной
соляной кислотой осадок растворяется. Для этого по каплям к осадку прилейте HClêîíö . .
2. Выводы. Объясните влияние разбавления раствора и добавления соляной
кислоты с точки зрения принципа Ле Шателье. Напишите уравнения в молекулярной и
ионной формах.
Опыт №4. Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень
ее гидролиза
Ход работы:
1. Налейте в пробирки по 1-2 мл 1 М раствора сульфита и карбоната натрия. В
каждую пробирку добавьте по одной капле фенолфталеина.
2. Выводы. Почему окраска фенолфталеина в этих растворах различна? Объясните
наблюдаемое
явление,
сравнив
константы
диссоциации
угольной
7
11
2
8
и сернистой
кислот.
( K1 )  4,3 10 ; K 2  5,6 10 )
( K1 )  1,7 10 ; K 2  6,8 10 )
Напишите уравнение гидролиза сульфита натрия.
Опыт №5. Полный (необратимый) гидролиз
Ход работы:
1. Внесите в пробирку 6-8 капель сульфата алюминия Al2 (SO4 )3 и столько же
карбоната натрия Na2CO3 . Отметьте выделение пузырьков CO2 и выпадение осадка
гидроксида алюминия Al (OH )3 .
2. Выводы. Почему не получилось карбоната алюминия? Какие соли подверглись
полному гидролизу? Объясните, почему смешиваемые вещества усиливают гидролиз
друг друга?
Тема: БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ, КЛАССИФИКАЦИЯ И МЕХАНИЗМ ДЕЙСТВИЯ
Цель темы: Приобретение системных знаний по кислотно-основным буферным
растворам. Освоение методов приготовления и расчета рН растворов с буферными
свойствами, а также экспериментального определения буферной ёмкости. Овладения
навыками прогнозирования свойств буферных растворов на основе их параметров и
химического состава.
Исходный уровень. Студент должен знать из довузовского курса химии: «Теорию
электролитической диссоциации Аррениуса (ТЭД)» и из курса биологии: «Химическая
организация клетки».
Основные учебно-целевые вопросы:
4.
Буферные системы (определение).
1.1. Классификация (кислотные, основные, амфотерные) и основные компоненты
буферных растворов.
1.2.Уравнения Гендерсона-Гассельбаха (вывод формул). Влияние разведения и
концентрирование на величину рН буферов.
1.3. Механизм действия ацетатного и аммонийного буферных систем.
1.4. Буферная ёмкость и факторы, определяющие данную характеристику, методы
определения.
2.Буферные системы крови и ротовой жидкости, механизм их действия.
Гемоглобиноваяоксигемоглобиновая
Белковая Гидрокарбонатная
Фосфатная
5.
Буферная ёмкость системы организма.
6.
Кислотно-основное состояние (КОС) крови и ротовой жидкости
(понятие о щелочном резерве, ацидозе и алкалозе).
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СИТУАЦИОННЫЕ ЗАДАЧИ
Вычисление рН буферного раствора
Задача №1. Три раствора содержат уксусную кислоту / ðÊ à  4,75 / концентрации
0,10 моль/л и ацетата натрия концентрации 0,10 (а), 0,20 (б) и 0,50 (в) моль/л. Вычислите
рН этих растворов.
О т в е т . а ) ðÍ  4,75 ; б) ðÍ  5,05 ; в) ðÍ  5,45 .
Вычисление изменения рН буферных растворов, вызванных
добавлением кислоты ил и щелочи
Задача №2. Для экспериментального определения содержания ионов Ña 2 в
образце консервированной крови методом комплексонометрии, необходимо приготовить
аммиачный буфер с рН 8-10. Однако данное значение не должно быть выше 10,т.к. в этом
случае выпадает осадок гидроксида металла. Вычислите рН аммиачной буферной
системы, содержащей по 0,5 М гидроксида аммония NH4OH и хлорида аммония NH 4Cl .
Как изменится рН при добавлении к 1 л этой смеси 0,1 М HCl и при добавлении к 1 л
этой смеси 0,1 М NaOH и при разбавлении раствора водой в 10 раз, если
pK ( NH4OH )  4,75 ? Правильно ли приготовлен буферный раствор?
О т в е т . 1) pH  9,25 (исходной смеси); 2) pH  9,074 (при добавлении HCl );
3) pH  9,426 (при добавлении NaOH ); 4) pH  9,25 (при разбавлении водой). Буферный
раствор приготовлен _______________, т.к. оптимальная величина рН для определения
Ca 2 (или Mg 2 ) около __________.
Вычисление соотношения объемов компонентов буферной систем ы
с определенным рН
Задача №3. Вычислите объем раствора натрий формиата с C (HCOONa )  0,1
моль/л и объем муравьиной кислоты C (HCOOH ) =0,1 моль/л, которые необходимы для
приготовления 2 л формиатного буфера с рН=3,15 ( ðÊ à  3,75 ).
О т в е т . Vê òû .  1600 мл; Vñîëè  400 мл.
Вычисление буферной ёмкости
Задача №4. К 100 мл к ротовой жидкости для изменения рН от 7,8 до 7,4 надо
1
добавить 3,6 мл HCl Ñ( HCl) = 0,05 ìîëü / ë) ,
какова буферная ёмкость  этой
Z
жидкости?
О т в е т .   0,0045 моль/л.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
8. Что выполняет роль слабой кислоты в фосфатном буфере: гидрофосфат или
дигидрофосфат?
9. Почему при выводе формул рН буферных растворов равновесную
концентрацию слабых электролитов можно принять за исходную?
10. Докажите, что небольшое разбавление практически не влияет на рН буферных
систем.
11. Почему максимальная буферная ёмкость наблюдается при соотношении
компонентов 1:1?
12. Почему буферная ёмкость по кислоте и по щелочи не всегда совпадает?
13. Какая буферная система вносит максимальный вклад в буферную ёмкость
ротовой жидкости и крови?
14. Как используется уравнение Гендерсона–Гассельбаха при оказании помощи
пациентам с отравлениями?
15. При введении в раствор формиата аммония: ионов а) H  и б) ÎÍ  протекают
следующие процессы: а) H   HCOO   HCOOH ; б) ÎÍ   NH 4  NH 4OH . Будет ли
раствор HCOONH 4 проявлять буферные свойства?
16. Какое соотношение ÑÎ 2 и HCO3 опасно для жизни и зачем в организме
создается резерв ÑÎ 2 ?
17. При подъеме в горы наблюдается гипервентиляция легких. Какое нарушение
кислотно-основного гомеостаза при этом возможно?
18. Что такое алкалоз и ацидоз и как изменяется рН при выдохе?
19. Какова должна быть концентрация ацетата натрия в 0,01 М растворе уксусной
кислоты, чтобы концентрация ионов H  в растворе была равна 105 моль/л?
20. Какую из кислот: ÑH3COOH ( pK à  4,76) , H 2CO3 ( pK1  6,35; pK 2  10,32) ,
H 3PO4 ( pK1  2,12; pK 2  7,21; pK3  12,36) лучше выбрать для приготовления буферного
раствора с наибольшей буферной ёмкостью и с рН= 7,45? Как приготовить 100 мл такого
раствора из 1 М растворов компонентов?
21. Для приготовления трех буферных растворов использовали 1,0 М растворы
гидрофосфата и дигидрофосфата натрия, смешав их в соотношениях: а) 8:2; б)5:5; в) 3:7. У
какого раствора будет максимальная буферная ёмкость и наибольшее значение рН?
22. Рассчитайте величину буферной ёмкости фосфатного буферного раствора, если
1
после добавления 10 мл Ñ ( NaOH ) =0,5 моль/л к 20 мл этого раствора рН последнего
z
увеличивается с 7,2 до 8,0.
23. Во сколько раз концентрация водородных ионов в крови (рН=7,36) больше, чем
в спинномозговой жидкости (7,53)?
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа. Определение буферной ёмкости
ацетатного буферного раствора по кислоте и щелочи
Цель работы. Экспериментально сопоставить буферную ёмкость ацетатного
буфера по кислоте и по основанию.
Оборудование: набор пробирок в штативе; бюретки вместимостью 25 мл; воронки
диаметром 30 м; колбы конические вместимостью 250 мл ; градуированные пипетки на 10 мл
Реактивы: соляная кислота, растворы уксусной кислоты, гидроксида и ацетата
натрия (все по 0,1 моль/л); растворы метилового оранжевого и лакмоида в этаноле.
Ход работы:
1. В колбах 1 и 3 приготовьте по 10 мл исследуемого ацетатного буферного
раствора, смешивая по 5 мл ÑH3COONa и ÑH3COOH с равными молярными
концентрациями (0,1 М) компонентов.
2. В колбах 2 и 4 приготовьте буферные растворы-свидетели с соотношением
концентрацией (0,1 М) соли и кислоты, равными 9:1 (в колбе 2) и 1:9 (в колбе 4).
3. В колбы 1 и 2 (определение буферной ёмкости по кислоте) добавьте по 2-3
капли раствора метилового оранжевого, растворы перемешивайте. Запишите окраску
обоих буферных растворов, а затем оттитруйте 1- колбу 0,1 М раствором соляной
кислоты HCl до получения окраски одинаковой с окраской раствора свидетеля.
4. В колбы 3 и 4 (определение буферной ёмкости по основанию) добавьте по 2-3
капли раствора лакмоида, растворы перемешивайте. Запишите окраску растворов и
оттитруйте 3- колбу 0,1 М раствором натрий гидроксида NaOH до получения окраски
одинаковой с окраской свидетеля.
5. Результаты внесите в таблицу № 5.1.
Таблица 5.1
Исследуемый
раствор
после
титрования
1
ÑH 3COOH
CH 3COONa
Окраска
после
добавления
индикатора
Содержимое
колбы
рН после титрования
№ колбы
Состав
раствора
рН до титрования
Экспериментальные данные и результаты измерений
Объем
титранта
Vñð , , мл
HCl
По кислоте (с метиловым оранжевым)
5:5
NaOH
à
b ,
ìîëü
ë
2
Растворсвидетель
3
Исследуемый
раствор
4
Растворсвидетель
9:1
По основанию (с лакмоидом)
5:5
1:9
6. Рассчитайте буферную ёмкость по кислоте и по основанию по формулам:
по кислоте (  à , ìîëü / ë)
по основанию ( b , ìîëü / ë)
1
Ñ ( HCl )  V ( HCl )
  z
à
| pH | V
á. ð.
1
Ñ ( NaOH ) V ( NaOH )
  z
b
| pH | V
á. ð.
7. Выводы. Согласуется ли полученное значение водородной функции с
литературными данными? Чем может быть вызвано отклонение, если оно есть? Используя
соотношение концентраций компонентов, находящихся в сыворотке крови буферных
 [ HCO3 18
HPO42 4 
систем: 

è
  объясните, почему ее буферная ёмкость по
H 2 PO4 1 
 H 2CO3 1
кислоте больше, чем по основанию?
Тема: ФИЗИКОХИМИЯ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. РАСТВОРЫ ВМС
Цели занятия: 1. Приобретение системные знания о коллоидно-дисперсных
системах в зависимости от признаков классификации, о методах получения, очистки и об
устойчивости дисперсных систем и умение применять эти знания к конкретным системам,
встречающиеся в биологических объектах. 2. Экспериментальное получение коллоидных
растворов и изучение их свойства и некоторые свойства ВМС.
Вопросы для подготовки к занятию.
1. Дисперсные системы (определение, классификация).
1.1. Лиофильные и лиофобные коллоидные системы (золи или лиозоли).
1.2.Методы получения коллоидных систем (конденсационные и диспергационные).
1.3.Методы очистки коллоидных систем. Вивидиализ. Гемодиализ и аппарат
«Искусственная почка».
1.4.Свойства дисперсных систем: молекулярно-кинетические (броуновское
движение, диффузия, осмотическое давление, седиментация); оптические (опалесценция,
уравнение Релея, конус Тиндаля).
2. Понятие лиофобных золей.
2.1.Мицеллярная теория строения лиофобных золей (мицелла, ядро, ионогенная
часть, гранула). Слюна как дисперсная система.
2.2.Агрегативная и кинетическая устойчивость коллоидных растворов, факторы
устойчивости. Электрокинетический потенциал.
2.3.Электрокинетические явления в золях. Электрофорез. Электроосмос.
3. Коагуляция. Факторы, вызывающие её.
3.1.Порог коагуляции. Коагулирующая способность электролитов. Правило
Щульце-Гарди.
3.2.Коллоидная защита, стабилизация коллоидных растворов. Биомедицинское
значение коллоидной защиты.
4. Определение и классификация высокомолекулярных соединений (ВМС) –
по происхождении, конфигурации молекулы, растворимости в воде, структуре.
4.1.Основные классы биополимеров: белки, нуклеиновые кислоты, полисахариды.
4.2.Изоэлектрическое состояние белков и методы определения изоэлектрической
точки.
4.3.Особые свойства растворов ВМС (набухание, застудневание, вязкость,
осмотическое давление).
4.4.Значение растворов ВМС для жизнедеятельности организма и применение
биополимеров в медицине и фармации.
Базисные знания. Студент должен знать из курса химии: «Способы выражения
концентрации вещества в растворе. Виды химической связи. Коллигативные свойства
растворов (диффузия, осмос и др.). Электролиты сильные и слабые. Реакция среды и рН.
Гомо- и гетерогенные системы. Адсорбция и её виды», из курса биологии и гистологии:
«Строение клетки и клеточных мембран» и из курса физики: «Оптические явления –
дифракция, интерференция, светорассеивание».
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СИТУАЦИОННЫЕ ЗАДАЧИ
Задача на механизм образования коллоидной частицы лиофобных золей и на
определение заряда
Задача №1. Напишите строение мицеллы йодида серебра AgI и определите заряд
гранулы, который образовался при смешивании растворов AgNO3 и KI в случаях, когда: а)
KI находится в избытке; б) AgNO3 находится в избытке.
Строение мицеллы удобно представлять в виде формулы.
а) Если стабилизатором будет KI , то для золя AgI коллоидная частица (гранула) будет
заряжена _______________ и формула мицеллы запишется так:
б) Если стабилизатор AgNO3 , то для золя AgI коллоидная частица (гранула) будет
заряжена _____________ и формула мицеллы запишется так:
О т в е т . 1) Строение мицеллы AgI (а и б) см. выше. 2) гранула золя заряжена:
а)"…", б) "….".
Задача на устойчивость и коагуляция коллоидных систем
Задача №2. Золь бромида серебра, получаемой по реакции:
KBr  AgNO3  AgBr  KNO3 при некотором избытке KBr , коагулируют
растворами сульфата калия / K 2 SO4 / и ацетата кальция / Ña(CH 3COO ) 2 /. Какого
электролита коагулирующее действие сильнее?
О т в е т . Раствор _______.
Задача на порог коагуляции
Задача №3. Как изменится порог коагуляции золя
10 10 6 ì
As2 S3 , если для коагуляции
золя потребуется 1,2 10 6 ì 3 раствора NaCl с концентрацией 0,5 êìîëü ì 3 ?
Определите порог коагуляции под действием раствора MgCl2 концентрацией 0,036
êìîëü
3
ì 3 , которого
потребуется 0,4 106 ì
3
на 10 10 6 ì 3 золя и раствора
AlCl3
концентрацией 0,01 êìîëü ì 3 , которого потребуется 0,110 6 ì 3 на 10 10 6 ì 3 золя.
Проверьте выполнение условия:
1
1
1
ÑkI : CkII : CkIII  729 : 114 : 1  ( ) 6 : ( ) 6 : ( ) 6  1 : 0,016 : 0,0014 .
1
2
3
О т в е т . С огласно правилу Шульце – Гарди, с увеличением заряда иона –
коагулятора порог коагуляции ___________ и условие коагуляции разноименно
заряженными ионами _________.
Задача на явление электрофореза
Задача №4. Электрокинетический потенциал частиц гидрозоля 50 мВ.
Приложенная внешняя э. д. с. 240 В, а расстояние между электродами 40 см. Вычислить
электрофоретическую скорость частиц золя, если форма их цилиндрическая. Вязкость
воды 0,001 Ïà  ñ , а диэлектрическая проницаемость среды 81.
О т в е т . u  2,15 105 м/с.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Какие системы называются дисперсными?
2. Чем отличаются истинные растворы, коллоидные и грубодисперсные системы?
3. Назовите и охарактеризуйте методы получения дисперсных систем.
4. Что такое пептизация? Каковы виды пептизации?
5. Что такое химическая и физическая конденсация? Какие условия должны
соблюдаться при получении золя методом химической конденсации?
6. Какие оптические свойства характерны для коллоидных систем7
7. Чем вызвана необходимость очистки коллоидных систем? Что такое диализ и
ультрафильтрация? На каких явлениях основаны эти методы?
8. Какие мембраны называют электрохимически активными? Что значит катодная
и анодная мембрана?
9. Какие виды устойчивости характерны для гидрофобных золей? Какими
факторами обусловлены различные виды устойчивости?
10. Что такое коагуляция? Какие факторы могут ее вызвать? Что называют порогом
коагуляции и как он зависит от заряда иона-коагулятора?
11. Каковы основные положения теории устойчивости и коагуляции коллоидных
систем по Дерягину-Ландау (ДЛФО)?
12. Каковы свойства растворов полимеров? Что такое ограниченное и
неограниченное набухание?
13. Какими методами определяют молекулярную массу полимеров?
14. Как связано осмотическое давление раствора полимера с его концентрацией и
молекулярной массой?
15. Что такое застудневание? Какими свойствами обладают студни? Какие
факторы способствуют гелеобразованию?
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа. Получение и свойства коллоидных растворов. Коагуляция
гидрофобных золей и свойства растворов ВМС
Краткое теоретическое обоснование
Все методы получения дисперсных систем сводятся либо к объединению
(укрупнению) или ионов в агрегаты дисперсной фазы (методы конденсации), либо к
доведению крупных частиц вещества до определенной степени дисперсности
(раздробленности) – методы диспергирования.
Диспергированием называют тонкое измельчение твердых материалов или
жидкостей и распределение их частиц в жидкой или газообразной среде, в результате чего
образуются дисперсные системы: порошки, суспензии, эмульсии, аэрозоли.
В случае химической конденсации новая фаза возникает при протекании реакций,
приводящих к образованию нерастворимых в данной среде веществ. При получении золей
методами химической конденсации следует отдавать предпочтение реакциям, при
которых попутно с труднорастворимым соединением образуются вещества, являющиеся
неэлектролитами или слабыми электролитами. Это способствует получению более
стабильных золей, так как в системе не образуются излишние электролиты,
астабилизируюшие золь.
При физической конденсации дисперсная фаза получается без протекания
химической реакции, но при возникновении условий, когда вещество переходит в
пересыщенное состояние.
Методы получения дисперсных систем
Конденсационные
Диспергационные
1.Механическое дробление
Химическая конденсация:
реакции – восстановления,
окисления, обмена,
гидролиза.
2. Электрическое распыление
3.Ультразвуковое
Физическая конденсация:
замена растворителя,
конденсация паров.
4. Самопроизвольное
5. Пептизация
Цель работы. Научиться получить коллоидные растворы различными методами и
написать коллоидно-химические формулы мицелл полученных золей, исследовать
некоторые свойства золей и растворов ВМС.
Оборудование: пробирки, пипетки, стаканчики, цилиндры, спиртовки, спички и
бумажный фильтр.
Реактивы: 5%-ный раствор канифоли в этаноле, 0,25% и 6%- ные растворы желатина,
0,01 М раствор перманганата калия, 0,1 М и 0,2 М растворы щавелевой кислоты, раствор
гидроксида аммония, 2%-ный раствор хлорида железо (III), насыщенные растворы
гексацианоферрата (II) и сульфата калия, 1 М растворы сульфата, ацетата, хлорида, нитрата,
родонида калия.
Опыт №1.Получение золя канифоли замены растворителя
Принцип метода. Метод основан на применении физической конденсации.
Ход работы:
1. К 5 мл дистиллированной воды добавьте при взбалтывании  7 капель 5%-го
раствора канифоля в этиловом спирте. Образуется молочно-белый опалесцирующий золь
канифоля в воде с отрицательным зарядом частиц. Примечание! Если золь необходимо
сохранить длительное время, то спирт можно удалить диализом.
2. Выводы. Объясните, почему в спирте канифоль образует истинный раствор, а в
воде – коллоидный? О чем свидетельствует эффект Тиндаля?
Опыт №2. Получение золя марганец диоксида / MnO2 / методом окисления восстановления
Принцип метода. Метод основан на применении химической конденсации.
Ход работы:
1. К 5—10 мл раствора калий перманганата / KMnO4 / с молярной концентрацией
эквивалента 0,01 моль/л добавьте 2—5 мл разбавленного (1:6) раствора аммоний
гидроксида, а затем 5—10 мл раствора щавелевой кислоты / H 2C2O4 / с молярной
концентрацией эквивалента 0,1 моль/л и нагрейте до кипения. Получается золь марганец
диоксида бурого цвета:
2KMnO4  2 NH3  5H 2C2O4  K 2C2O4  2MnO2  ( NH 4 )2 C2O4  6CO2  4H 2O .
çîëü
2. Выводы. Напишите строение мицеллы золя, определите, к какому электроду (к
катоду или к аноду) будет двигаться коллоидная частица:
Опыт №3. Получение золя железо (III) гидроксида / Fe(OH )3 / методом гидролиза
Принцип метода. Метод основан на применении химической конденсации.
Реакция гидролиза есть частичный случай реакции двойного обмена.
Ход работы:
1. В пробирке доведите до кипения 5 мл дистиллированной воды (для повышения
степени гидролиза), добавьте 1 мл 2%-ного раствора железо (III) хлорида. Как только
произойдет изменение окраски до кирпично-красного цвета, прекратите нагревание.
Получается золь железо (III) гидроксида. Реакция получения Fe(OH )3 идет по схеме:
FeCl3  3H 2O  Fe(OH )3  3HCl
Поверхностные молекулы агрегата Fe(OH )3 вступают в реакцию с HCl т.е.
происходит частичное растворение Fe(OH )3 :
Fe(OH )3  HCl  FeOCl  2 H 2O .
Образующийся оксохлорид железа / FeOCl /, подвергаясь диссоциации, образует
ионы: FeOCl  FeO   Cl  . Данное обстоятельство необходимо учесть при составлении
формулы мицеллы. Гидрозоль оставить для выполнения опыта №5.
2. Выводы. Сравните цвет золя с цветом исходного раствора хлорида железа.
Напишите химическую формулу мицеллы золя гидроксида железо (III), учитывая, что
потенциалопределяющие ионы дает хлорокись железа.
Опыт №4. Получение золя берлинской лазури методом пептизации на фильтре
Принцип метода. Метод основан на применении физико-химическое
диспергирование (т.е. раздробление).
Ход работы:
1. К 5 мл 2%-ного раствора железо (III) хлорида / FeCl3 / добавьте насыщенный
раствор калий гексацианоферрата (II) / K 4 [ Fe(CN )6 ] / Полученный осадок переносите на
фильтр и промойте дистиллированной водой. Затем на осадок (на фильтре) добавьте 3 мл
0,2 М раствор щавелевой кислоты H 2C2O4 (пептизатор) и размешайте стеклянной
палочкой. Осадок быстро пептизируется и из фильтра стекает интенсивно окрашенный
золь берлинской лазури (т.е. золь голубого цвета) железо (III) гексацианоферрата (II)
/ Fe4 [ Fe(CN )6 ]3 /. Анион C2O42 сильно адсорбируется на частицах осадка, сообщая им
заряд и агрегативную устойчивость.
При получении берлинской лазури протекают реакции:
а) 4 FeCl3  3K 4 [ Fe(CN ) 6 ]  Fe4 [ Fe(CN ) 6 ]3  12 KCl .
çîëü
б) Fe4 [ Fe(CN ) 6 ]3  6 H 2C2O4  2 Fe2 (C2O4 )3  3H 4 ( Fe(CN ) 6 .
çîëü
2. Выводы. Дайте объяснения явлениям, которые наблюдаются. Напишите
формулу мицеллы берлинской лазури, учитывая преимущественную адсорбцию
4
многовалентного иона [ Fe(CN ) 6 ] .
Опыт №5. Защитное действие растворов высокомоелекулярных соединений
(ВМС) (демонстрационный опыт)
Принцип метода. Метод основан на механизме защитного действие ВМС
(желатина) на гидрозоль железо (III) гидроксида при коагуляции электролитами. Золь
получен методом гидролиза из опыта №3.
Ход работы:
1. В три пробирки наливайте:
№
1 пробирка
II пробирка
III пробирка
1. 10 капель золя железо
10 капель золя железо 10 капель 0,25%-ного
2.
3.
(III) гидроксида .
7-8 капель 0,25%-ного
раствора желатина.
(III) гидроксида .
раствора желатина.
7-8 капель
7-8 капель
дистиллированной
дистиллированной воды.
воды.
Все три пробирки добавьте по 3-5 капель насыщенного раствора калий
сульфата K 2 SO4 íàñûù . .
2. Выводы. Объясните, в каком случае добавление ВМС к раствору золя
Fe(OH )3 повысить устойчивость. Сделайте вывод о зависимости защитного действия от
величины защитного числа.
Опыт №6. Изучение влияния электролитов на застудневание раствора желатина
(демонстрационный опыт)
Принцип метода. Метод основан на влиянии природы анионов на процесс
застудневания биополимера.
Ход работы:
1. В шесть пронумерованных пробирок наливайте по 2,5 мл 1 М растворов
электролитов, в последовательности определенной в таблице. Затем в каждую из шести
пробирок добавьте по 2,5 мл подогретого на водяной бане 6%-ного раствора желатина.
Далее пробирки поместите в горячую водяную баню на 10 минут и при истечении
времени пробирки охладите под струей холодной воды. Внимательно наблюдайте за
растворами, стараясь не пропустить начало застудневания.
2. Данные о времени студнеобразования заносите в табл. № 2.
Таблица № 1.6
№ пробирки
Электролит
1
K 2 SO4
2
KCH3COO
3
KCl
4
KNO3
5
KCNS
6
H 2O
Время
застудневания
t, ìèí
3. Выводы. По полученным результатам составьте лиотропный ряд анионов и
сделайте вывод о степени влияния электролитов на процесс застудневания. Сравните
полученные свои экспериментальные данные с лиотропным рядом Гофмейстера,
приведенным в учебнике.