Лабораторная работа: «Влияние различных факторов на растворимость веществ в воде. Свойства растворов электролитов».

Влияние температуры на растворимость солей.

Налить в пробирку 2 мл воды. Шпателем добавить сухой карбонат натрия (~2 г) для получения насыщенного раствора. Нагреть пробирку. Слить прозрачный горячий раствор в пустую пробирку, и охладить под струей водопроводной воды. Записать явления, наблюдаемые при проведении опыта. Сделать вывод о влиянии температуры на растворимость твёрдых веществ.

 

 

Тепловые эффекты, вызываемые растворением электролитов.

Наблюдать тепловые явления, происходящие при приготовлении 30% растворов следующих электролитов: гидроксида натрия, роданида калия, хлорида натрия. Для этого в 3 стакана, содержащие по 3 г вещества добавить 7 мл воды. Наблюдать за изменением температуры в ходе растворения. Записать явления, наблюдаемые при проведении опыта. Сделать выводы.

 

Осаждение труднорастворимых солей.

Налить в две пробирки по 3 мл растворов бария хлорида и натрия хлорида. В 1-ю пробирку добавить 2 мл насыщенного раствора сульфата натрия, во 2-ю пробирку добавить 2 мл насыщенного раствора сульфата меди.

Записать явления, наблюдаемые при проведении опыта. Написать молекулярное, ионное и сокращенное ионное уравнения данных реакций.

Сделать выводы.

 

4. Измерение удельной электропроводности растворов электролитов в μСм/см (микроСименс/сантиметр). Результаты занести в таблицу:

№	Электролит	Концентрация раствора, С (моль/л)	Константа диссоциации, К	Удельная электропроводность, χ (μСм/см)	Относительная сила электролита (сильный, слабый)
1.	H2O (дист)		1,8´10-16
2.	CH3COOH	0,001	1,8´10-5
3.	NH4OH	0,001	1,8´10-5
4.	HCl	0,001	1,0´107
5.	NaOH	0,001
6.	NaCl	0,001
7.	BaSO4	0,001	ПР = 6,3´10-13

 

Написать уравнения диссоциации для всех используемых электролитов и математические выражения констант диссоциации слабых электролитов.

 

 

Занятие № 7 Тема: «Кислотно-основное равновесие в организме. Водородный показатель

Биологических жидкостей».

 

1. Вопросы для обсуждения:

1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.

2. Водородный показатель. Шкала рН. рН биологических жидкостей. Ацидоз, алкалоз.

3. Теория кислот и оснований Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса.

4. Типы протолитических реакций: нейтрализации, гидролиза, ионизации.

5. Гидролиз солей, типы гидролиза. Степень и константа гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

6. Роль гидролиза в биохимических процессах.

7. Буферные растворы. Классификация и химический состав.

8. Механизм буферного действия (гидрокарбонатного, фосфатного, ацетатного, аммиачного).

9. Расчёт pH буферных растворов. Уравнения Гендерсона–Хассельбаха для кислотного и щелочного буферных растворов.

10. Буферная ёмкость. Определение. Формулы для расчёта. Факторы, влияющие на буферную ёмкость.

11. Буферные системы крови. Понятие о кислотно-основном равновесии.

2. Ситуационные задачи:

Задача №1. Рассчитать pH и pOH раствора СН₃СООН, С = 0,1 моль/л, если a = 0,012.

Решение: СН₃СООН «СН₃СОО^- + H⁺

[H⁺] = C · a = 0,1 · 0,012 = 0,0012 = 1,2·10^-3 M

pH = -log[H⁺]= -log 1,2·10^-3 = 2,92

pОH = 14 - pH = 14 – 2,92 = 11,08

Задача №2. К 100 мл крови добавили 20 мл раствора NaOH (С = 0,1моль/л), при этом значение pH изменилось от 7,36 до 8,34. Рассчитать буферную ёмкость крови по щелочи

Решение:

Задача №3. Рассчитать pH буферной смеси, приготовленной из 50 мл раствора NaH₂PO₄ (С = 0,2М) и 100 мл раствора Na₂HPO₄ (С = 0,1моль/л). Как изменится pH этого раствора после разбавления в 10 раз?

Решение: ; pK_a (H₂PO₄^-) = 7,2; ;

После разбавления водой pH не изменится.

 

3. Выполнить тестовые задания (письменно):

		Константа диссоциации воды (моль/л) при температуре 25оС равна:
	А	1,8·10-18
	Б	1,8·10-14
	В	1,8·10-16
	Г	1,8·10-5
		В каком пределе лежит значение [H+] в кислой среде?
	А	[H+] > 10-7
	Б	[H+] < 10-7
	В	[H+] = 10-7
		Водородный показатель плазмы крови в норме может колебаться в пределах:
	А	0,9 – 1,5
	Б	6,8 – 7,0
	В	8,5 – 9,5
	Г	7,36 – 7,4
		Водородный показатель желудочного сока в норме может колебаться в пределах:
	А	0,9 – 1,5
	Б	6,8 – 7,0
	В	8,5 – 9,5
	Г	7,36 – 7,4
		Молярная концентрация ионов [H+] желудочного сока равняется 10-1 моль/л. Чему равняется рОН.
	А
	Б
	В
	Г
		Физиологическое значение рН мочи:
	А	1 - 3
	Б	3 - 6
	В	5 - 8
	Г	6 - 9
		Алкалоз – это отклонение рН крови до:
	А	6,5
	Б	6,8
	В	7,7
	Г	7,1
		Какая из солей гидролизуется в большей степени? K HCN = 7´10-10 K H2SO3 = 6´10-8 K HF = 1´10-4
	А	NaCN
	Б	Na2SO3
	В	NaF
		Какая из приведённых солей подвергается гидролизу и обуславливает кислую реакцию среды:
	А	NaCl
	Б	CH3COONH4
	В	KCN
	Г	NH4Cl
		Какое значение рН имеет раствор при гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
	А	рН < 7
	Б	рН > 7
	В	рН = 7
		Определить реакцию среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, если Кд кислоты < Кд основания
	А	Кислая
	Б	Щелочная
	В	Нейтральная
		Для коррекции кислотно-щелочного равновесия при ацидозе рекомендован раствор:
	А	NaHCO3
	Б	HCl
	В	NaCl
	Г	NaOH
		С целью предотвращения гидролиза, лекарственные препараты хранят:
	А	В виде концентрированных растворов, при низкой температуре
	Б	В виде концентрированных растворов, при высокой температуре
	В	В виде разбавленных растворов, при низкой температуре
	Г	В виде разбавленных растворов, при высокой температуре
		Из предлагаемых веществ выбрать возможные компоненты для приготовления буферных растворов:
	А	HCl, NaCl
	Б	NaOH, NaHCO3
	В	NaH2PO4, Na2HPO4
	Г	NaHCO3, CO2·H2O
		Из приведенных пар веществ выберите компоненты ацетатного буферного раствора
	А	CH3COONH4, CH3COOH
	Б	(CH3COO)2Mg, CH3COOH
	В	CH3COONa, CH3COOH
	Г	(CH3COO)2Zn, CH3COOH
		рН основного буферного раствора можно рассчитать по формуле
	А
	Б
	В
	Г	pОH = -lg[ОН-]
		Единицы измерения буферной емкости:
	А	Моль/л
	Б	%
	В	г/л
	Г	Моль/кг
		Максимальное значение буферной емкости при:
	А	рН = рК
	Б	рН < рК
	В	рН > рК
	Г	рН = рК + 1

3. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):

1. Рассчитать pH растворов, в которых концентрация ионов H⁺ равна 8,1∙10^-3 моль/л (см.таблицу десятичных логарифмов стр. 91):

 

2. Рассчитать pH растворов, в которых концентрация ионов OH^- равна 4∙10^-4 моль/л:

 

3. Как надо изменить концентрацию ионов Н⁺ в растворе, чтобы pH раствора увеличился на 1:

а) увеличить в 10 раз; б) увеличить на 1 моль/л; в) уменьшить в 10 раз

 

4. Рассчитать pH раствора HCl, С = 0,025 моль/л, если α = 0,96.

 

 

5. Рассчитать pH раствора NH₄OH, С = 0,02 моль/л, если α = 0,013.

 

6. Изобразить схемы гидролиза (в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде) следующих солей, указать характер среды в растворе:

а) KCN

 

б) NH₄Br

 

в) Na₂SO₄

 

7. Рассчитать pH гидрокарбонатного буферного раствора, состоящего из 16 мл раствора NaHСO₃,

С = 0,1 моль/л и 40 мл раствора H₂СO₃, С = 0,04 моль/л. (pK_a = 6,35).

 

8. Рассчитать рН аммиачного буферного раствора, приготовленного при смешивании 100 мл

раствора NН ₄CI, С _(NH4CI) = 0,2 моль/л и 200 мл раствора NН₄OH, С _(NH4ОН) = 0,1 моль/л

(pK_b(NH4ОН) = 4,75).

 

9. К 100 мл крови добавили 14 мл раствора HCl, С = 0,1 моль/л, при этом значение pH изменится от 7,36 до 7,21. Рассчитать буферную ёмкость крови по кислоте.

 

4.Тематика рефератов по учебно-исследовательской работе студентов (УИРС):

 

1.	Роль гидролиза в процессах жизнедеятельности.
2.	Буферные системы в организме человека.
3.	Кислотно-щелочное равновесие крови.
4.	Нарушения кислотно-основного состояния: ацидоз и алкалоз.