Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Министерство здравоохранения и социального развития РФ
Кировская государственная медицинская академия
Кафедра общей химии
для внеаудиторной и самостоятельной
работы студентов
ББК 28.072 я 73
УДК 546
Печатается по решению редакционно-издательского совета Кировской государственной медицинской академии, протокол №7 от 15 апреля 2004г.
Общая химия. Сборник методических материалов для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов/Сост. Власова Л.В., Яглицкая Н.Н, Орлова О.Ю., Мешандин А.Г.
/Под ред. проф. Мешандина А.Г. – Киров. – КГМА. - 2004.
Методическое пособие предназначено для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов лечебного и педиатрического факультетов. Оно составлено в соответствии с программой Минздрава РФ от 2002 года и включает для каждой темы теоретические вопросы и домашнее задание, а также примеры решения типовых задач, вопросы и задания для самостоятельной проработки, примеры и программы контрольных работ, ситуационные задачи, графические схемы для лучшего усвоения материала и справочные таблицы.
Рецензент: д.м.н. проф. П.И. Цапок
Технический редактор: Г.В. Мамаева.
© Кировская государственная медицинская академия.
© Власова Л.В., Яглицкая Н.Н., Орлова О.Ю., Мешандин А.Г.
Введение
Данное методическое пособие предназначено для домашней работы студентов. Некоторые разделы курса выносятся на самостоятельную проработку и домашние задания к ним выполняются по вариантам, указанным преподавателем, в тетрадях для практических занятий.
На каждом занятии проводится текущая контрольная работа, образец которой приведен в сборнике. Кроме того, в течение всего курса проводится 3 контрольных работы по нескольким разделам, результаты которых будут учитываться на экзаменах. Для подготовки к ним приводится программа, примеры билетов и задачи для подготовки. Кроме того, можно решить задачи для факультативного выполнения и экзаменационные задачи по темам.
В конце сборника приводятся графологические таблицы для облегчения усвоения темы, а также ситуационные экзаменационные задачи.
Список литературы и ее условные обозначения
ЕОХ – Ершов Ю.А. Общая химия. – М.: Высшая школа. – 1993.
СОХЖ – Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого. – С-П.: Химиздат. – 2000.
ЛББХ. – Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическю химию. – М.: Высшая школа. – 1989.
ГЗХ – Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия. – 1987.
Тема. Растворы. Способы выражения концентраций растворов.
Содержание темы. Основные понятия: раствор, растворитель, растворенное вещество. Классификация растворов (концентрированный и разбавленный, насыщенный и ненасыщенный). Способы выражения содержания вещества в растворе (массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента). Понятие эквивалента и фактора эквивалентности. Определение концентрации раствора и приготовление раствора заданной концентрации.
Разделы, выносимые на самостоятельную проработку: массовая доля, молярная концентрация эквивалента, эквивалент, фактор эквивалентности (ЕОХ с.48-49).
Письменное задание для самостоятельной проработки по теме "Массовая доля" (четные номера выполняют студенты под четными номерами в журнале, нечетные - под нечетными).
Задача 1. Пероксид водорода (H2O2) обладает антисептическими свойствами.
Для смазывания десен приготовили раствор из 5 мл пергидроля (30% раствор перекиси водорода) и 15 мл дистиллированной воды. Рассчитайте массовую долю H2O2 (в %) в полученном растворе (плотность растворов принять равной 1 г/мл).
Ответ: 7.5%.
Задача 2. Нашатырный спирт применяют для возбуждения дыхательного центра при обморочных состояниях.
Какой объем воды и 25% раствора аммиака (ρ= 0.908 г/мл) необходимо взять для приготовления 500 мл 10% раствора нашатырного спирта с ρ = 0.959 г/мл?
Ответ: 288.76 мл воды и 211.2 мл раствора аммиака.
Задача 3. 5% раствор глюкозы (изотонический) применяется для инъекций.
Какова массовая доля глюкозы в растворе, полученном растворением 25 г глюкозы в 100 мл воды? (ρ = 1 г/мл)
Ответ: 20%
Задача 4. Бромид натрия применяют как седативное средство.
Сколько граммов NaBr и воды требуется для приготовления 500 г 5% раствора?
Ответ: 25 г NaBr и 475 мл воды.
Задача 5. MgSO4 (горькая соль): 10-15-30% растворы применяют в качестве успокаивающего, противосудорожного, слабительного, желчегонного средства.
Приготовить 500 мл 1% раствора MgSO4 (ρ = 1.103 мг/мл) из MgSO4 .7Н2О.
Ответ: 113 г.
Задача 6. В дистиллированной воде растворили 2.52 г кристаллической щавелевой кислоты (H2C2O4 .2H2O). Вычислите молярную концентрацию полученного раствора, если его объем равен 200 мл.
Ответ: 0.1 М.
Домашнее задание для подготовки к занятию: СОХЖ с. 136-139, ЕОХ с 42-49.
Разберите примеры: ГЗХ 1, 2, 3, 6 гл. IV.
Письменно выполните задания: ГЗХ 1981, N 407, 418, 444.
407. Сколько моль MgSO4 .7Н2О нужно прибавить к 100 моль воды, чтобы получить 10% (по массе) раствор MgSO4?
418. Найти молярность 36.2% (по массе) раствора HCl, плотность которого 1.18 г/мл.
444. Для нейтрализации раствора, содержащего 2.25 г кислоты, потребовалось 25 мл 2 н раствора щелочи. Рассчитать эквивалентную массу кислоты.
Задача 1. В каком объеме воды нужно растворить навеску 3.81 г буры для приготовления 0.2 н ее раствора?
Задача 2. Рассчитайте молярную массу эквивалента H3PO4, Ca(OH)2, BaSO4.
Факультативно. Решите задачи ГЗХ 1981, N 391, 392, 393, 395.
Пример билета контрольной работы.
Какую массу серной кислоты следует растворить в 270 г воды, чтобы получить раствор с массовой долей 10%? Рассчитайте молярную концентрацию кислоты в полученном растворе, если его ρ = 1.15 г/мл.
Примеры решения типовых задач по теме “Растворы, массовая доля вещества”.
Задача 1. Приготовление раствора из навески сухого вещества.
Какой массы кристаллогидрат BaCl2 ٠2H2O нужно взять для приготовления раствора объемом 0.5 л, в котором массовая доля BaCl2 составляет 0.1 ? (ρ = 1.090 г/мл).
РЕШЕНИЕ.
1. Находим массу заданного раствора
по формуле:
m = V . ρ = 500 мл . 1.090 г/мл = 545 г.
2. Находим массу BaCl2 в этом растворе по формуле:
mвещества = mраствора . ω
ω = 10% то есть массовая доля растворенного вещества, выраженная в %. Это значит, что 10 г растворенного вещества содержатся в 100 г раствора (10 г BaCl2 и 90 г H2O).
mвещества = 545 г . 0.1 = 54.5 г
3. Находим массу кристаллогидрата:
244.2 г BaCl2 . 2H2O содержат 208.4 г BaCl2
х г 54.4 г ВаСl2
х = 244.2 . 54.4 / 208.6 = 64.2 г.
Ответ: для приготовления раствора нужно взять 64.2 г BaCl2 .2H2O
Задача 2. Приготовление раствора из концентрированного путем разбавления.
Какие объемы воды и раствора, в котором массовая доля BaCl2 составляет 10%, а ρ= 1.090 г/мл, потребуется для приготовления 1 л раствора с массовой долей BaCl2 2% и ρ = 1.012 г/мл?
Vр-ра = ?
Vводы = ?
3. Из закона разбавления следует: при разбавлении раствора, то есть при добавлении к нему чистого растворителя, количество растворенного вещества не меняется. Поэтому масса вещества в исходном растворе тоже равна 20.24 г.
4. Находим массу исходного раствора ω = mвещества/mраствора
mраствора = mвещества/ ω = 20.24 г/0.1 = 202.4 г
5. Находим объем исходного раствора V = m/ ρ =202.4 г/ 1.090 г/мл = 185.7 мл
6. Находим массу и объем воды: 1012 202.4 = 809.6 г или 809.6 мл.
Ответ: Vводы = 809.6 мл, Vраствора = 185 мл.
Задача 3. Определение массовой доли по молярной концентрации раствора.
Определите массовую долю гидроксида натрия в его растворе молярной концентрации 4.75 моль/л (ρ = 1.18 г/мл)
ω (NaOH) = ?
3. Находим массу 1 литра раствора: mраствора = V . ρ = 1000 мл . 1.18 г/мл = 1180 г
4. Находим массовую долю NaOH в данном растворе
ω = mвещества /mраствора = 190 г/1180 г = 0.161 или 16.1%
Ответ: массовая доля NaOH в его растворе с молярной концентрацией, равной 4.75 моль/л, составляет 16.1%.
Примеры решения задач по теме "Молярная концентрация эквивалента".
Содержание растворенного вещества в растворе (концентрацию раствора) выражают разными способами. В аналитической практике, в объемном анализе, наиболее удобным видом концентрации является молярная концентрация эквивалента вещества. Рассмотрим некоторые понятия, относящиеся к этому виду концентрации.
Эквивалент - реальная или условная частица, которая может присоединять, отдавать или как-то иначе быть равноценной одному иону водорода H+ в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
Примеры: В реакциях одному иону водорода H+ эквивалентны:
а) 2H+ + S2- ........ 1/2 иона S2-
б) H+ + NH3 ......... 1 молекула NH3
в) 3ОН- + H3PO4 → PO43- + 3H2O ... 1/3 молекулы H3PO4
г) Al3+ + 3e → Al 0 ...... 1/3 Al3+
д) 2ОН- + H3PO4 → НPO42- ..1/2 молекулы H3PO4
Фактор эквивалентности - число, показывающее, какую долю реальной частицы (молекулы, атома, иона) составляет эквивалент.
Он может быть единицей или меньше единицы (f 1) в зависимости от природы вещества или характера данной реакции. При f = 1 эквивалентом является целая молекула, атом или ион (например, NH3), при f < 1 эквивалентом является соответствующая доля молекулы, атома или иона.
Значение фактора эквивалентности в данной реакции определяется по формуле:
fкислоты = 1/основность кислоты = 1/Z
fоснования = 1/кислотность основания = 1/Z
fсоли = 1/(число атомов металла . валентность металла) = 1/Z
fокислителя (или восстановителя) = 1/число принимаемых (или отдаваемых) электронов = 1/Z
Примеры значений фактора эквивалентности;
|
Реакция |
f(Х) |
|
а) 2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O |
f (HCl) = 1, f (Ca(OH)2) = 1/2 |
|
б) HCl + Ca(OH)2 CaOHCl + H2O |
f (HCl) = 1, f (Ca(OH)2) = 1 |
|
в) H3PO4 + 3KOH K3PO4 + 3H2O |
f (KOH) = 1, f (H3PO4) = 1/3 |
|
г) H3PO4 + 2KOH K2HPO4 + 2H2O |
f (KOH) = 1, f (H3PO4) = 1/2 |
|
д) H3PO4 + KOH KH2PO4 + H2O |
f (KOH) = 1, f (H3PO4) = 1 |
|
е) Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + CO2 + 2H2O |
f (HCl) = 1, f (Na2CO3) = 1/2 |
|
ж) Fe2(SO4)3 + 3BaCl2 3BaSO4 + 2FeCl3 |
f (Fe2(SO4)3) = 1/6, f (BaCl2) = 1/2 |
Молярная масса эквивалента, М(Э) г/моль - масса 1 моль эквивалентов данного вещества: М(Э) = f(Х) . M(Х)
Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества
Пример 1. М(1/2H2SO4) = 1/2 M(H2SO4) = 1/2 . 98 = 49 г/моль
Число моль эквивалентов вещества, n(Э)
Пример2. Вычислите число моль эквивалентов серной кислоты в 9.8 г, если f(H2SO4)= ½
n(H2SO4)) = = 9.8 / (½·98) = 0.2
Закон эквивалентов: в химических реакциях число моль эквивалентов всех веществ, вступающих в реакцию и образовавшихся в ней, всегда равны между собой.
Для реакции: aA + bB → cC + dD
n(А) = n(B) = n(C) = n(D) или:
= = =
Пример 3. 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
n(NaOH) = n(1/2 H2SO4) = n(1/2 Na2SO4) = n(H2O)
Пример 4. Сколько граммов гидроксида бария потребуется для полной нейтрализации 0.1 моль эквивалентов органической кислоты? (Или: какая масса Ba(OH)2 эквивалентна 0.1 моль эквивалентов органической кислоты?).
m(Ba(OH)2) = ? m(Ba(OH)2)/ (1/2 . 171) = 0.1,
oтсюда: m(Ba(OH)2) = 1/2 . 171 . 0.1 = 8.55 г.
Ответ: 8.55 г.
Молярная концентрация эквивалентов вещества - это количество вещества эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора ( моль/л).
;
Этот вид концентрации раньше назывался нормальной концентрацией и обозначался символом N или Сн. (Сейчас эти обозначения употреблять не рекомендуется).
Если выразить число моль эквивалентов через молярную концентрацию эквивалента n(Э) = С(Э)·V, тогда закон эквивалентов примет вид: С1·V1=C2·V2
Отсюда следует: если молярные концентрации эквивалента растворов реагирующих веществ равны, то равны и объемы растворов этих веществ.
Примеры современной записи названия и обозначение растворов серной кислоты с указанием молярной концентрации эквивалентов:
1.0 н H2SO4 однонормальный раствор C(1/2 H2SO4) = 1.0 моль/л
0.1 н H2SO4 децинормальный раствор C(1/2 H2SO4) = 0.1 моль/л
0.01 н H2SO4 сантинормальный раствор C(1/2 H2SO4) = 0.01 моль/л
Пример 5. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов серной кислоты Cн, если 10 г ее растворили в мерной колбе на 500 мл.
m(H2SO4) = ? Ответ: 0.41 моль/л
Пример 6. Вычислите массу серной кислоты, содержащейся в 250 мл 0.1 н раствора,
если f(H2SO4) = 1/2
m(H2SO4) = ?
Контрольные вопросы для самопроверки
1. Что называется раствором? Что такое растворитель, растворенное вещество?
2. Что называют растворимостью?
3. Какие процессы происходят при растворении вещества?
4. Какой процесс называется кристаллизацией?
5. Какие растворы называются насыщенными, ненасыщенными, пересыщенными?
6. Что называется концентрацией раствора?
7. Какие существуют способы выражения содержания вещества в растворе?
8. Что называется массовой долей растворенного вещества? Как она вычисляется?
9. Какие растворы называются концентрированными, разбавленными?
10. Что такое эквивалент?
11. Как рассчитать молярную массу эквивалента кислоты, основания, соли?
12. Что такое фактор эквивалентности? Как он рассчитывается?
13. Что называют молярной массой эквивалента? Как она рассчитывается?
14. Значение растворов и воды в жизнедеятельности организма.
Тема: Введение в количественный анализ. Теоретические основы объемного
(титриметрического) анализа
Содержание темы. Сущность титриметрического анализа, его точность. Понятия: титрование, титрованный раствор, точка эквивалентности. Способы фиксирования точки эквивалентности. Требования к реакциям, применяемым в титриметрическом анализе. Классификация методов титриметрического анализа. Условия, необходимые для выполнения объемного анализа. Основные виды концентраций, используемые в титриметрическом анализе. Основные расчетные формулы. Приготовление титрованных растворов. Растворы с приготовленным титром (стандартные). Исходные (стандартные, установочные) вещества. Растворы с установленным титром (стандартизированные). Фиксаналы. Измерение объемов. Правила титрования.
Домашнее задание для подготовки к занятию. Подготовьте раздел «Способы выражения концентрации растворов, применяемые в объемном анализе – молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) и титр». Решите задачи.
Теоретические основы титриметрического анализа
Количественный анализ – решает задачу определения содержания (количества или концентрации) того или иного компонента в анализируемом объекте.
Методы количественного анализа
1.Химические – позволяют определить составную часть объекта, заставляя участвовать в химической реакции. О ее количестве судят по количеству продукта реакции (весовой метод) или по количеству затраченных реактивов (объемный метод).
2.Инструментальные (требуют применения приборов):
физические – о количестве вещества судят по какому-либо физическому свойству;
физико-химические – о количестве вещества судят по изменению физико-химического свойства при проведении химической реакции.
Титриметрический (объемный) анализ
Сущность метода – измеряется объем реактива с точно известной концентрацией, затрачиваемый на реакцию с исследуемым компонентом.
Следовательно:
1.Объемный анализ основан на химическом взаимодействии двух веществ, находящихся в растворенном состоянии: с1 х
А + В
V1 V2
2.Для определения концентрации одного из веществ в растворе необходимо:
знать точную концентрацию другого вещества;
измерить точные объемы растворов реагирующих веществ в момент, когда эти веще-
ства прореагируют полностью, согласно уравнению реакции; для этого добавление
одного раствора к другому ведут постепенно, маленькими порциями.
3.На основании закона эквивалентов вычисляют неизвестную концентрацию.
Титрованный раствор – раствор с точно известной концентрацией (титрант).
Титрование – основная операция в объемном анализе – последовательное добавление в исследуемый раствор, находящийся в конической колбе, раствора титранта из специального измерительного прибора – бюретки.
Момент окончания реакции называют точкой эквивалентности.
Способы ее фиксирования
1. По изменению цвета раствора титранта или специальных веществ – индикаторов.
2. По выпадению осадка или по изменению его цвета.
3. По изменению физико-химических свойств (электропроводности, потенциала электрода, светопоглощения и др).
бюретка
титрант
анализируемый
раствор
Требования к реакциям в объемном анализе
1. Возможность фиксирования точки эквивалентности.
2. Реакция должна идти быстро и быть практически необратимой.
3. Не должны протекать побочные процессы, т.е. титрант должен расходоваться только
на реакцию с определяемым веществом.
Методы титриметрического анализа (классификация по характеру реакции)
1. Метод нейтрализации – основан на реакции нейтрализации:
Н+ + ОН Н2О
Определяют количество кислот, оснований, солей, подвергающихся гидролизу, и любых веществ, реагирующих с кислотами и основаниями.
2. Метод оксидиметрии – основан на окислительно-восстановительных реакциях (перманганатометрия, иодометрия, броматометрия и др.).
3. Метод осаждения – основан на реакциях, сопровождающихся образованием осадка (аргентометрия, тиоцианатометрия).
4. Метод комплексонометрии – основан на реакциях образования комплексных соединений (комплексонометрия).
Условия, необходимые для выполнения объемного анализа.
1. Растворы с точно известной концентрацией.
2. Мерная посуда для измерения объемов растворов.
3. Индикаторы или приборы для фиксирования точки эквивалентности.
Основные виды концентраций в объемном анализе
Титр (Т, г/мл) – масса вещества, содержащегося в 1 мл раствора.
Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация,С(1/z X) или Сн , моль/л) количество вещества эквивалента в 1 литре раствора.
Растворы с точной известной концентрацией
1.Стандартные (приготовленные) готовят по точной навеске вещества путем растворения в мерной колбе.
Концентрацию рассчитывают по формуле: Т= m/V.
Стандартные (исходные) вещества для приготовления таких растворов должны отвечать следующим требованиям:
1. Химически чистые или можно легко очистить.
2. Строго соответствуют химической формуле.
3. Устойчивы при хранении в сухом и растворенном виде.
4. Хорошо растворимы в воде.
5. Желательна большая молярная масса эквивалента.
Таким требованиям отвечают: щавелевая кислота Н2С2О4·2Н2О, сода Na2CO3, тетраборат натрия Na2B4O7·10H2O, К2СО3, K2Cr2O7 и др.
2.Стандартизированные (установленные) – точную концентрацию которых устанавливают с помощью стандартных растворов.
Готовят раствор приблизительной концентрации, а затем определяют точную концентрацию путем титрования приготовленным раствором.
3.Из фиксаналов количество вещества эквивалента в стеклянной ампуле растворяют в объёме мерной колбы.
Мерная посуда, применяемая в объемном анализе
Мерные колбы – плоскодонные колбы с узкой длинной шейкой, 1на которую нанесена метка в виде кольца. Служат для приготовления растворов с точно известной концентрацией и точным объемом.
Пипетки – стеклянные градуированные трубки, иногда с расширением в середине. Предназначены для переноса точного объема раствора в колбу для титрования.
Бюретки – цилиндрические градуированные трубки с краном или резиновым затвором. Предназначены для измерения объемов растворов, идущих на титрование.
Расчеты в объемном анализе
Основаны на законе эквивалентов:
в химических реакциях вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах:
А + В = С + Д
nА = nВ = nC = nД
вещества реагируют между собой в массовых количествах, пропорциональных их
эквивалентам
Выразим число эквивалентов через молярную концентрацию эквивалента:
, тогда закон эквивалентов примет вид:
основная расчетная формула.
Основные расчетные формулы
При вычислении используются следующие обозначения и единицы измерения:
Т – титр раствора, г/мл;
m – масса вещества в растворе, г;
V – объем раствора, мл;
С(1/z X) – молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация), моль/л;
1/z·M(X) – молярная масса эквивалента, г/моль;
n – число моль эквивалентов.
Погрешностью измерения называют отклонение результата измерения от истинного значения измеряемой величины.
Погрешность анализа равна Δx = (xэксп – xист), где Δx – абсолютная погрешнось; xэксп результат анализа; xист – истинное содержание анализируемого компонента в пробе.
Относительной погрешностью измерения называется отношение абсолютной погрешности к истинному значению измеряемой величины
Систематической погрешностью называют постоянную по знаку и величине погрешность измерения. Систематическая погрешность или только занижает или только завышает результат. Её можно предусмотреть или устранить.
Погрешности, которые изменяются при повторных измерениях случайным образом, называются случайными. Их нельзя устранить, можно только уменьшить, увеличив число параллельных измерений.
Грубые погрешности, искажающие результат, называют промахами (разлив раствора, просыпание навески и т.п.).
При выполнении расчётов следует учитывать следующие математические правила. Результат анализа приближённое число, содержащее несколько цифр. Количество цифр определяется целями анализа. Если точность анализа не оговаривается заранее, то следует иметь в виду, что концентрация вычисляется до четвёртой значащей цифры после запятой, масса до четвёртого знака после запятой, процентное содержание (массовая доля) до сотых долей.
Значащими цифрами являются все цифры, отличные от нуля. Сам нуль является значащим, если он расположен между значащими цифрами или после них. Например, в числах 5,2304 и 1,3710 нули значимы, а в числе 0,0643 незначимы.
Каждый результат не может быть точнее, чем это позволяют измерительные приборы, и математическими расчётами точность анализа повысить нельзя. Лишние цифры рекомендуется округлять по следующим правилам.
1. Если последняя цифра 4, то её отбрасывают, а если она > 5, то прибавляют единицу к предыдущей цифре. Когда последняя цифра 5, то её отбрасывают, если перед ней стоит чётная цифра; и прибавляют единицу к предыдущей цифре, если она нечётная. Непример, 12,465 12,46 но 12,475 12,48.
2. При сложении и вычитании приближённых чисел необходимо в результате сохранять столько десятичных знаков, сколько их содержится в числе с наименьшим числом десятичных знаков. Например, если складывают числа: 39,102; 186,2071; 63,9976, результат должен иметь три десятичных знака (289,307).
3. При умножении и делении в результате надо сохранять столько цифр, сколько требуется для данной измеряемой величины. Например, при вычислении массы по формуле: m=ТV, несмотря на то, что объёмы измеряют до сотых долей, результат должен содержать четыре значащие цифры.
4. В промежуточных подсчётах следует брать результат на одну цифру больше, чем рекомендуют правила. В конечном результате эту цифру округляют.
Примеры решения типовых задач.
Задача 1. Какова молярная концентрация эквивалента раствора HCl, если на титрование 10,00 мл его расходуется 12,50 мл 0,08000 н. раствора KOH?
Решение: используем формулу C1.V1 = C2V2 ;
моль/л
Задача 2. Чему равен титр 0,05000 н. раствора H2SO4?
Решение: по формуле
Т = г/мл.
Задача 3. Сколько моль эквивалентов содержится в 800,0 мл 0,1500 н. раствора?
Решение: число моль эквивалентов может быть найдено по одной из формул:
В нашем случае возможно вычисление:
Задача 4. Сколько граммов Na2CO3 содержится в 450,0 мл 0,08000 н. раствора?
Решение: используем формулу: ;
Задача 5. Сколько граммов KOH содержится в растворе, если на его титрование расходуется 21,35 мл 0,2000 н. раствора HCl?
Решение: т.к. n(KOH) = n(HCl), то m(KOH) = n(HCl) ·1/z·M(КОН) = =
Задача 6. Какова молярная концентрация эквивалента, если фиксанал «0,05 эквивалента» HCl растворён в мерной колбе объемом 500,0 мл?
Решение: используем формулу , откуда
Тема: Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации).
Домашнее задание для подготовки к занятию. Выучите расчётные формулы и правила титрования. Письменно решите задачи:
1.Сколько граммов HNO3 содержится в 500 мл раствора, если титр его равен 0,006302 г/мл? (Ответ: 3,151 г).
2.Титр раствора HCl равен 0,003600 г/мл. Вычислите его молярную концентрацию эквивалента. (Ответ: 0,09874).
3. На титрование 20,00 мл раствора HNO3 затрачено 15,00 мл 0,1236 н раствора NaOH. Вычислите молярную концентрацию эквивалента, титр и массу HNO3 в 250 мл раствора. (Ответ: С = 0,09764; Т = 0,006154 г/мл, m = 1,5384 г).
4.Какой объем 0,1586 н раствора NaOH пойдет на титрование:
а) 21,00 мл 0,1133 раствора HCl; б) 21,00 мл раствора HCl с титром 0,00381?
(Ответ: а) 15,00 мл; б) 13,84 мл).
5.Определите молярную концентрацию эквивалента раствора хлорида железа (III), если в 0,3 л раствора содержится 32,44 г его. (Ответ: С[1/3(FeCl3)] = 2 моль/л).
6.Вычислите молярную концентрацию эквивалента 10%-го раствора CuSO4, плотность которого 1,107 г/мл. (Ответ: С(1/2 CuSO4) = 1,4 моль/л).
Метод нейтрализации
К методу нейтрализации относят все объемные определения, в основе которых лежит реакция нейтрализации Н+ + ОН- = Н2О.
Методом нейтрализации можно проводить количественные определения щелочей (ацидиметрия), кислот (алкалиметрия) и солей, подвергающихся гидролизу. Титрантами метода нейтрализации являются растворы кислот (HCl, H2SO4) и растворы щелочей (NaOH, KOH). Эти вещества не являются стандартными, поэтому их растворы готовят приблизительной концентрации. В качестве стандартных веществ при установке титра кислот применяют тетраборат натрия Na2B4O7 . 10 Н2О, Na2CO3, K2CO3; при установке тира щелочей используют щавелевую кислоту H2C2O4 . 2H2O, янтарную кислоту.
Реакция нейтрализации не сопровождается видимыми изменениями, поэтому для установления точки эквивалентности к титруемому раствору прибавляют подходящий индикатор: метилоранж, лакмус, фенолфталеин.
Приготовление стандартного раствора Na2B4O7 . 10 Н2О.
Тетраборат натрия является стандартным (исходным) веществом, поэтому его раствор готовят по точной навеске. Путем перекристаллизации легко получить химически чистую соль. Тетраборат устойчив, имеет большую массу эквивалента: 190,7 г/моль.
Приготовление раствора титранта.
Концентрированную кислоту налить в цилиндр, осторожно опустить ареометр и измерить плотность. По плотности раствора в справочнике определить молярную концентрацию эквивалента. Рассчитать объём концентрированной кислоты, необходимой для приготовления 250 мл 0.1 н. раствора по формуле: Сконц·Vконц = Сразб·Vразб.
Отмерить рассчитанный объём концентрированной кислоты градуированной пробиркой или мерным цилиндром. В мерную колбу на 250 мл налить ½ объёма дистиллированной воды, затем налить рассчитанное количество концентрированной кислоты и довести объём дистиллированной водой до метки. Закрыть раствор пробкой и перемешать.
Тема: Оксидиметрия. Перманганатометрия.
Содержание темы. Общая характеристика метода. Применение. Приготовление стандартного раствора исходного вещества. Приготовление стандартизированного раствора перманганата калия. Хранение раствора. Перманганатометрическое определение пероксида водорода.
Домашнее задание для подготовки к занятию. Сделайте конспект по теме «Перманганатометрия» и письменно решите предлагаемые задачи.
1. Подберите коэффициенты и рассчитайте эквивалент окислителя и восстановителя в следующих уравнениях:
a) K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O + S
б) К MnO4 + KJ + H2SO4 MnSO4 + J2 + K2SO4 + H2O
в) Fe2O3 + NaNO3 + NaOH Na2FeO4 + NaNO2 + H2O
2. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал пары:
а) Cr2O72 /2Cr3+, если [Cr2O72] = [Cr3+] = 0,1 моль/л, [H+] = 101 моль/л.
б) MnO4 / Mn2+ , если [MnO4] = [Mn2+], [H+] = 105 моль/л.
3. Сколько г «х.ч.» Н2С2О4 , 2Н2О нужно для приготовления 500 мл 0,08 н раствора?
4. Сколько граммов KMnO4 следует взять для приготовления 300 мл 0,05 н раствора?
5. Из навески 0,7586 г «х.ч.» Н2С2О4 , 2Н2О приготовили раствор в мерной колбе объёмом 250.0 мл. Рассчитайте титр щавелевой кислоты.
6. Сколько мл 0,1112 н. раствора KMnO4 потребуется для титрования навески 0,1612 г Na2С2О4, растворенной в произвольном объеме воды? Ответ: 21,60 мл.
7. Навеска 1,254 г «х.ч.» Н2С2О4 , 2Н2О растворена в мерной колбе емкостью 200,0 мл. На титрование 20,00 мл этого раствора расходуется 22,40 мл раствора KMnO4. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента перманганата.
8. Вычислите число моль воды в кристаллогидрате FeSO4 nН2О, если на титрование навески 0,5025 г его израсходовано 36,97 мл 0,04889 н. раствора KMnO4. Ответ: 7 моль.
9. В мерной колбе на 200,0 мл приготовили раствор щавелевой кислоты. На титрование 20,00 мл этого раствора идет 18,20 мл раствора KMnO4 с титром Т= 0,001600 г/мл. Сколько граммов безводной щавелевой кислоты содержалось в мерной колбе? Ответ: 0,42 г.
Перманганатометрия
Метод перманганатометрии является одним из методов окислительно- восстановительного титрования. В основе этого метода лежат реакции окисления ионом перманганата – MnO4. Окисление может проводиться при различных значениях рН. В щелочной и нейтральной средах (рН 7) ион MnO4, имеющий малиновую окраску, восстанавливается до MnO2 бурого цвета. При прямом титровании перманганатом в щелочной и нейтральной средах практически трудно уловить точку эквивалентности.
В кислой среде (рН < 7) ион MnO4 восстанавливается до почти бесцветных ионов Мn2+
MnO4 + 8Н+ + 5е Mn2+ + 4H2O (Mn7+ + 5е Mn2+)
Применяя прямое титрование восстановителей в кислой среде раствором КMnO4, точку эквивалентности устанавливают без индикатора, так как по мере титрования раствор КMnO4 будет обесцвечиваться до тех пор, пока в титруемой колбе присутствует восстановитель. Как только весь восстановитель прореагирует, тогда от одной капли избытка КMnO4 весь раствор в колбе окрасится в слабо-розовый цвет. Это и будет указывать, что наступила точка эквивалентности.
Можно титровать раствор КMnO4 раствором восстановителя. В этом случае в точке эквивалентности раствор перманганата калия обесцветится.
Окислительно-восстановительный потенциал MnO4/ Mn2+ равен 1,51 В. Используя титрование перманганатом в кислой среде, можно определять восстановители с потенциалом меньше 1,51 В.
Приготовление рабочего раствора титранта
КMnO4 не удовлетворяет требованиям, предъявляемым к исходным веществам, поэтому приготовить его раствор точной концентрации по навеске нельзя. Перманганат всегда содержит примеси продуктов восстановления, например, MnO2, т.е. не является химически чистым. Он легко разлагается под влиянием восстановителей (NH3 воздуха, органических веществ, попадающих в воду с пылью). Вследствие этого концентрация раствора KMnO4 после приготовления некоторое время уменьшается. В лабораторно-учебной практике его раствор готовят концентрацией примерно 0,05 н; титр его устанавливают через 7 или 10 дней после приготовления раствора. Хранить раствор следует в темноте или в склянках из тёмного стекла, т.к. свет ускоряет разложение KMnO4.
Стандартными (исходными) веществами в перманганатометрии являются H2C2O4·2H2O, Na2C2O4, Fe, As2O3 и др.
Ход работы
а) рассчитывают навеску КMnO4 для приготовления 250 мл примерно 0,05 н раствора по формуле:
б) вычисленную навеску кристаллического КMnO4 отвешивают в химический стакан на технических весах, растворяют в горячей дистиллированной воде, добавляя воду небольшими порциями в химический стакан с навеской и сливая раствор каждый раз в мерную колбу (не допускать попадания в колбу кристаллов КMnO4). По окончании растворения КMnO4, раствор в мерной колбе охлаждают под краном. Перемешивают, доводят объем колбы до метки холодной дистиллированной водой. Колбу закрывают пробкой и оставляют в темном месте до следующего занятия. Для определения титра получившегося раствора пользуются, как правило, химически чистой щавелевой кислотой (Н2С2О4) или оксалатом натрия (Na2С2О4), которые для титрования готовятся из фиксанала или по навеске. Определение основано на реакции:
2KMnO4 + 5Н2С2О4 + 3Н2SО4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8Н2О
восстановитель 5 2С2 О42 2е 2СО2 окисляется
окислитель 2 MnО 4 + 8Н+ + 5е Mn2+ + 4Н2О восстанавливается
Реакцию проводят при температуре 85С, не допуская кипячения (происходит разложение оксалат-иона). Вначале реакция идёт медленно и требует интенсивного перемешивания. Так как образующиеся ионы Mn2+ катализируют данную реакцию (явление автокатализа), по мере накопления ионов Mn2+, реакция идёт быстро.
Тема: Энергетика химических реакций
Содержание темы. Основные понятия термодинамики: система, типы систем, состояние системы, процессы, виды процессов, внутренняя энергия, теплота, работа, термодинамические функции. Первый закон термодинамики, энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества. Закон Гесса и его следствия. Энтальпия химических реакций. Термохимические расчеты. Калорийность продуктов питания. Второй закон термодинамики. Энтропия системы. Энергия Гиббса и её связь с энтальпией и энтропией системы. Термодинамический критерий самопроизвольного протекания процессов.
Разделы, выносимые на самостоятельную проработку. Применение I начала термодинамики к живым системам. Расчет калорийности продуктов питания (СОХЖ, 83-84).
Письменное задание для самостоятельной проработки. Разберите пример решения типовой задачи 3. Рассчитайте калорийность продуктов питания (по вариантам).
|
Вариант |
Название |
Масса, г. |
Состав, % |
||
|
Белки |
Жиры |
Углеводы |
|||
|
1 |
Кефир, 1 стакан |
200 |
2,8 |
3,2 |
4,1 |
|
Яйцо, 1 шт. |
60 |
12,7 |
11,5 |
0,7 |
|
|
2 |
Шоколад, 1 плитка |
60 |
8,1 |
39,0 |
46,8 |
|
Чипсы, 1 пакет |
30 |
4,8 |
38,0 |
52,5 |
|
|
3 |
Семечки, 1 стакан |
150 |
16,1 |
66,9 |
9,9 |
|
Пирожное, 1 шт. |
80 |
4,9 |
21,3 |
50,2 |
Домашнее задание для подготовки к занятию: СОХЖ с. 73-92, ЕОХ с. 21-32.
Разберите примеры: 1,2,3 и ГЗХ 3,5,7,8, гл.V.
Письменно выполните задания (нечетные номера к занятию 1 , четные - к занятию 2).
1. Пользуясь табличными данными, рассчитайте тепловые эффекты реакций:
а) С2Н5ОН (г) + ½ О2 (г) СН3СООН (ж) + Н2О (ж) б) С6Н12О6 (т) 2С2Н5ОН (ж) + 2СО2 (г)
2. Рассчитайте тепловой эффект реакции гидратации 2,24 л этилена до этилового спирта в стандартных условиях.
3. Вычислите стандартную теплоту образования сахарозы С12Н22О11, если тепловой эффект реакции: С12Н22О11 (т) + 12О2 (г) 12СО2 (г) + 11Н2О (ж) равен –5694 кДж.
4. Ферментативное дегидрирование пропанола-2 протекает по следующему уравнению:
СН3–СН–СН3 фермент СН3–С–СН3 + Н2
ОН О
Определите, какое количество энергии выделится или поглотится при этом, если известны энтальпии сгорания веществ (кДж/моль): Н0298(пропанола) = 2002, Н0298(ацетона)= 1789, Н0298(Н2)= 285.
5. Напишите уравнение реакций, тепловой эффект которых был бы стандартной теплотой образования глюкозы; азотной кислоты; аммония хлорида.
6. Рассчитайте, сколько энергии получает грудной малыш при искусственном вскармливании 100 г молочной смеси «Детолакс», имеющей состав: белки 13,7%, жиры 27%, углеводы 53%. Сколько такой смеси требуется ребенку массой 4 кг, если суточная потребность энергии у детей первых трех месяцев жизни составляет в среднем 500 кДж/кг или 120 ккал/кг?
7. Подсчитайте калорийность традиционного завтрака англичан, съедающих около 300 граммов овсяной каши, имеющей состав: белки 9%, жиры 1,4%, углеводы 70%.
8. Стандартные теплоты образования NH3 и PH3 равны соответственно –46,2 и +5,1 кДж/моль. Кокой следует сделать вывод из этих данных об относительной устойчивости молекул NH3 и PH3?
9. Не проводя расчета, определите, как изменяется энтропия в следующих реакциях
NH3 (г) + НСl (г) NH4Cl (т) ; COCl2 (г) СО2 (г) + Cl2 (г) ; PCl3 (г) + Cl2 (г) PCl5 (г) .
10. Определите возможность самопроизвольного протекания в стандартных условиях следующей реакции восстановления уксусного альдегида:
О
СН3–С–Н (г) + Н2 (г) СН3СН2ОН (ж) , G0укс.альд.= 134 кДж/моль.
11.Дайте заключение о направлении самопроизвольного протекания реакции при 370С, определите, какой фактор: энтальпийный или энтропийный оказался решающим:
СН3СООС2Н5 (ж) + Н2О (ж) СН3СООН (ж) + С2Н5ОН (ж)
Для этилацетата: Н0обр.= 469,5 кДж/(моль.К), S0298= 259 Дж/(моль.К);
для СН3СООН: S0298= 160 Дж/(моль.К)
12. Определите, каким процессом в организме: экзо- или эндоэргоническим является окисление молочной кислоты в пировиноградную (при 370С):
СН3–СН–СООН фермент СН3–С–СН3 + Н2 ,
ОН О
если известны для молочной кислоты Н0обр. = 673 кДж/моль, S0298 = 192 Дж/(моль.К),
для пировиноградной кислоты Н0обр. = 586 кДж/моль, S0298 = 179 Дж/(моль.К)
Факультативно. Решите задачи: ГЗХ 1981: №284, 295, 297, 300, 307, 308; или 1985: №289, 300, 302, 305, 312, 313.
Примеры билетов тестового контроля (А) и контрольной работы (Б).
А. I Универсальным критерием самопроизвольного протекания реакции является:
1) 2) 3) S 4) S 5) G 6) G
II Реакция протекает с выделением тепла (экзотермична), если:
1) 2) 3) S 4) S 5) G 6) G
III Мерой неупорядоченности состояния системы является
1) внутренняя энергия 2) энтальпия 3) энтропия 4) энергия Гиббса
5) аллотропия 6) анизотропия.
IV Эндотермическая реакция А + В С протекает самопроизвольно. Ее энтропия
1) возрастает 2) убывает 3) не изменяется 4) равна нулю.
V Усвоение 100 г сахара дает энергию (кДж):
1) 400 2) 900 3) 1700 4) 3900 5) 6000
Б. 1. Рассчитайте G реакции С2Н5ОН + ½ О2 СН3СООН + Н2О в условиях организма при 370С. Благоприятствует ли самопроизвольному протеканию реакции энтропийный фактор?
2. Выражение S = означает…..
Задача 1 Расчет теплового эффекта реакции.
Определите количество теплоты, выделяемой или поглощаемой при сгорании 4,48 л ацетилена
Решение: тепловой эффект химической реакции (энтальпию реакции) рассчитывают, используя следствие из закона Гесса:
Тепловой эффект реакции (или энтальпия реакции) равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов реакции
а) запишем уравнение реакции полного сгорания ацетилена. Расставим коэффициенты и укажем агрегатное состояние всех участников реакции.
б) выпишем из справочной таблицы под уравнением реакции значения стандартных энтальпий образования, 0обр., всех веществ, входящих в уравнение реакции. При этом обратим внимание, что: 0обр простых веществ равна нулю; 0обр одного и того же вещества различаются в зависимости от агрегатного состояния.
2С2Н2 (г) + 5О2 (г) 4СО2 (г) + 2Н2О (г)
0обр., кДж/моль: 227 0 394 242
в) запишем следствие из закона Гесса для данной реакции. Подставим в уравнение табличные значения 0обр. с учетом стехиометрических коэффициентов и рассчитаем тепловой эффект реакции горения ацетилена:
0реакции = [20обр. (H2O) + 40обр.(CO2)] – [20обр. (C2H2) + 0обр.(O2)] =
= 2 (242) + 4 (394) – 2 227 – 5 0 = 2514 кДж
Ответ 1: , реакция экзотермическая. Знак минус свидетельствует о выделении тепла в реакции.
Определим количество тепла, выделяющегося при сгорании 4,48 л. ацетилена.
1 моль газа – 22,4 л
х 4,48 л х = 0,2 моль
2 моль – 2514 кДж
0,2 моль – х х = 251,4 кДж
Ответ 2: При сгорании 4,48 л ацетилена выделится 251,4 кДж тепла.
Для органических веществ проще определить стандартную теплоту сгорания, чем 0обр., тогда для расчета теплового эффекта органических реакций можно использовать 3-е следствие из закона Гесса: (если известны теплоты сгорания веществ, участвующих в реакции)
Задача 2. Определение возможности самопроизвольного протекания процесса.
Определите, возможно ли самопроизвольное протекание реакции образование аммиака из простых веществ при 1000С?
Решение: реакция может протекать самопроизвольно, т.е. без подвода энергии из вне, если энергия Гиббса в ходе реакции уменьшается. Это критерий возможности самопроизвольного протекания реакции в закрытых и открытых системах:
Изменение энергии Гиббса реакции, протекающей в стандартных условиях, находят, используя следствие из закона Гесса:
Изменение энергии Гиббса реакции, протекающей в нестандартных условиях (не при 298 К), находят, используя объединенное уравнение I и II начал термодинамики:
Поскольку по условию задачи реакцию синтеза аммиака проводят при 1000С, т.е. в нестандартных условиях, поэтому изменение энергии Гиббса реакции следует рассчитывать по объединенному уравнению;
а) записываем уравнение химической реакции, расставляя коэффициенты и указывая агрегатные состояния всех участников реакции;
б) выписываем из справочной таблицы под уравнением реакции значения стандартной энтальпии образования, 0обр., и абсолютной энтропии, S0298 , для каждого участвующего в реакции вещества. Следует отметить, что абсолютные энтропии простых веществ не равны нулю.
N2 (г) + 3Н2 (г) 2NH3 (г)
0обр., кДж/моль: 0 0 46
S0298, Дж/(моль.К) 192 131 193
в) рассчитаем тепловой эффект реакции, используя следствие из закона Гесса:
0реакции= 20обр(NH3) – [0обр(N2) + 30обр(H2) = 2 (46) – 0 – 3 0 = 92 кДж
0реакции 0, реакция экзотермическая
г) рассчитаем изменение энтропии реакции, используя следствие из закона Гесса:
S0реакции = i S0298(продуктов) i S0298 (исх. веществ)
S0реакции = 2S0298(NH3) – [S0298(N2) + 3S0298(H2)] = 2 193 – (192 + 3 131) = 199 Дж/К
S0 0 – энтропия реакции убывает.
Изменение энтропии является критерием самопроизвольного протекания реакции только для изолированных систем (не обменивающихся с окружающей средой ни энергией, ни веществом). При самопроизвольном протекании реакции в изолированной системе энтропия должна возрастать, т.е. S 0.
д) для оценки возможности протекания реакции в реальных закрытых и открытых системах нужно рассчитать изменение энергии Гиббса, используя объединенное уравнение I и II начал термодинамики. Обратим внимание, что:
G = H0 – T·S0 = 92 – 373 (0,199) = 17,8 кДж
Ответ: G 0, следовательно данная реакция при 1000С может протекать самопроизвольно. Решающим оказался энтальпийный фактор, т.к. Н 0
Задача 3: Расчеты калорийности продуктов питания.
Рассчитайте, какую энергию получает человек, съедая 150 г вареной колбасы, если ее состав: белки 12,3%, жиры 25,3%.
Решение: основная часть энергии питательных веществ выделяется в организме при их окислении.
Энергия, выделяемая при полном окислении (сгорании) питательных веществ, называется их калорийностью.
Расчет калорийности продуктов питания основан на I законе термодинамики (законе Гесса), поскольку питательные вещества в организме окисляются до тех же веществ, что и вне организма, например, в калориметре.
Калорийность пищи из-за ее сложного состава принято указывать в расчете на 1 г, а не на 1 моль.
Химический состав продуктов питания характеризуют содержанием белков, жиров и углеводов – основных компонентов пищи. Их калорийность:
а) зная содержание в продукте белков, жиров и углеводов, удобно сначала определить, сколько энергии выделяется при усвоении 100 г продукта.
Так, состав колбасы: 12,3% белков и 25,3% жира, означает, что в 100 г ее содержится 12,3 г белков и 25,3 г жира. Найдем энергию, которая выделится при усвоении:
сгор(белков) = 17 кДж/г 12,3 г = 209,1 кДж
сгор(жиров) = 38 кДж/г 25,3 г = 961,4 кДж
сгор(100 г колбасы) = 209,1 + 961,4 = 1170,5 кДж
б) рассчитаем, сколько энергии дают организму 150 г колбасы
100 г – 1170,5 кДж
150 г – х х = 1755 кДж = 419 ккал
Ответ: Съедая 150 г вареной колбасы, человек получает энергии 1755 кДж.
Контрольные вопросы для самопроверки.
а) Нреакции 0 и Sреакции 0
б) реакции 0 и Sреакции 0
Тема: Кинетика химических реакций
Содержание темы. Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов химических реакций. Классификация реакций. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Закон действующих масс для простых и сложных реакций. Константа скорости. Молекулярность и порядок реакции. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Основные положения теории столкновений и активированного комплекса. Влияние катализатора на скорость реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ. Механизм каталитического действия. Ферментативный катализ, особенности.
Разделы, выносимые на самостоятельную подготовку: 1. Особенности ферментативного катализа. Уравнение Михаэлиса-Ментен. СОХЖ с. 116-120, БОХ с. 416-420, ЛББХ с. 73-79.
2.Определение порядка реакции и расчет константы скорости по известным экспериментальным данным.СОХЖ с. 102-103, БОХ с.398-402, типовой задачи 5.
Письменное задание для самостоятельной проработки. Для некоторой реакции А + В С получены следующие данные при одинаковой температуре:
|
СА, моль/л |
СВ моль/л |
Начальная скорость, моль/л с |
||||||
|
Варианты |
Варианты |
Варианты |
||||||
|
1 |
2 |
3 |
1 |
2 |
3 |
1 |
2 |
3 |
|
0,2 |
0,5 |
0,10 |
0,1 |
1 |
0,05 |
2·103 |
2 |
2·102 |
|
0,4 |
0,5 |
0,20 |
0,1 |
2 |
0,05 |
8·103 |
8 |
8·102 |
|
0,4 |
1,0 |
0,20 |
0,2 |
3 |
0,10 |
8·103 |
36 |
8·102 |
|
2,0 |
3 |
72 |
а) Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации вещества А при неизменной концентрации вещества В и по виду графика определите порядок реакции по веществу А. Затем – то же самое по веществу В. Приведите уравнение скорости реакции. б) Рассчитайте константу скорости. в) Рассчитайте начальную скорость реакции при концентрациях, моль/л: СА = 0,6 ; СВ = 0,3.
Домашнее задание для подготовки к занятию: СОХЖ с. 96-109, БОХ с. 391-421. Разберите примеры решения типовых задач 1-4, ГЗХ 1,2,3 гл. V. Выполните письменно:
1. Чему равна скорость химической реакции, если концентрация одного из реагирующих веществ в начальный момент была равна 1,2 моль/л, а через 50 мин. стала равной 0,3 моль/л.
2. Напишите выражение закона действующих масс для реакций:
2H2 (г) + О2 (г) 2Н2О пар; Zn (тв) + Сl2 (г) ZnCl2 (тв); О2 (г) + 2СО (г) 2СО2 (г)
3. Рассчитайте, как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе:
4 HCl + O2 2Cl2 + 2H2O, если в два раза увеличить а) концентрацию хлороводорода; б) концентрацию кислорода?
4. Во сколько раз следует увеличить концентрацию СО в системе:
2СО (г) СО2 (г) + С (тв), чтобы скорость реакции увеличилась в 4 раза?
5. Константа скорости гидролиза уксусноэтилового эфира равна 0,1 л/моль·мин. Исходные концентрации: эфира – 0,01 моль/л, щелочи – 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции.
6. Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как изменится ее скорость при изменении температуры: а) от 60 до 1000С; б) от 50 до 300С.
7. Напишите кинетическое уравнение реакции:
Fe(NO3)3 + 3NaSCN Fe(SCN)3 + 3NaNO3, если известно, что она имеет первый порядок по концентрациям обоих реагентов.
8. Для химической реакции: 2NO2 (г) + F2 (г) 2NO2F (г) получено следующее кинетическое уравнение: V = k · · . Коковы частные и общий порядок реакции? Что можно сказать о механизме реакции (простая, сложная)? Изобразите зависимость скорости реакции от концентрации каждого реагента графически.
Разберите ситуационные задачи № 15,44.
Факультативно. Решите задачи: ГЗХ 1981: № 322, 323, 328, 329, 343 или ГЗХ 1985: № 327, 328, 333, 334, 348.
Задача 1. Написание кинетического уравнения по закону действующих масс.
Напишите выражение закона действующих масс для реакции:
а) NaOH р + HCl р NaCl р + H2O; б) 2С т + О2 г 2СО2 г
Решение: по закону действующих масс для взаимодействия: аА + вВ продукты,
скорость реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ:
V=k·· кинетическое уравнение,
где: nA и nB – порядки реакции по каждому веществу.
Их определяют экспериментально, nA + nB = n – порядок реакции, равный сумме показателей степени при концентрациях в кинетическом уравнении (сумме частных порядков). Для простых одностадийных реакций показатели степени в кинетическом уравнении совпадают со стехиометрическими коэффициентами:
Этот закон справедлив лишь для гомогенных реакций с участием газообразных и растворенных веществ. В случае гетерогенных систем в выражение скорости не войдут концентрации веществ в твердой фазе. Их концентрации не изменяются в ходе реакции, протекающей на поверхности твердых веществ. Известно, что реакция (а) протекает в растворе по ионному уравнению Н+ + ОН- Н2О, т.е. является гомогенной, одностадийной, бимолекулярной. Порядок реакции по каждому реагенту равен единице, суммарный порядок реакции равен 2. Кинетическое уравнение данной реакции будет иметь вид: V = k·CNaOH · CHCl . Реакция (б) протекает с участием твердого вещества, следовательно его концентрация не войдет в выражение скорости. Предположив, что реакция является одностадийной, напишем кинетическое уравнение: V = k ·
Задача 2 Влияние концентрации (давления) на скорость реакции.
Реакция 2NO г + О2 г 2NO2 г является простой, одностадийной и протекает в газовой фазе. Рассчитайте, как изменится скорость реакции, если увеличить в 3 раза а) давление О2; б) давление NO; в) общее давление в системе.
Решение: поскольку из условия задачи следует, что реакция является одностадийной, значит порядки реакции по каждому реагенту совпадают со стехиометрическими коэффициентами, т.е. n(NO) = 2; n(O2) = 1. Это реакция третьего порядка. Кинетическое уравнение реакции имеет вид: V = k··
а) Известно, что при увеличении давления газа, пропорционально увеличивается его концентрация: С=Р/RT. Значит, при увеличении давления кислорода в 3 раза, увеличится его концентрация. До изменения давления скорость реакции выражается уравнением: V1=. k··. После увеличения давления кислорода в 3 раза скорость равна: V2= k··3. Отсюда увеличение скорости реакции при повышении давления кислорода в 3 раза, равно: =3.
б) Увеличение скорости реакции после увеличения давления NO в 3 раза равно:
в) Увеличение скорости при повышении в 3 раза общего давления в системе равно:
Задача 3 Влияние температуры на скорость реакции.
Как и во сколько раз изменится скорость химической реакции при понижении температуры с 50С до 20С, если температурный коэффициент равен 2?
Решение: согласно правилу Вант-Гоффа, при увеличении температуры на каждые 10С скорость химической реакции увеличивается в 24 раза: = , где t = t2 – t1. При понижении температуры скорость реакции уменьшается. Подставляем в это выражение данные задачи: V2/V1 = 2(2050)/10 = 23 = 1/8
Задача 4. Вычисление скорости реакции по концентрациям реагирующих веществ.
Реакция 2Н2 + О2 2Н2О г имеет порядок 0,5 по кислороду и первый порядок по водороду. Определите скорость реакции, если концентрация водорода равна 2,5 моль/л, концентрация кислорода – 0,04 моль/л, k=10 л0,5/моль0,5 ·С.
Решение: кинетическое уравнение этой реакции имеет вид: V= k·· . Подставив в него данные задачи, получим значение скорости: V=10·2,5·0,040,5 = 10·2,5·= = 25·2·10-1 = 5 моль/л·с
Задача 5. Определение порядка реакции.
Для реакции А + 2В С было найдено из экспериментальных данных, что скорость реакции зависит только от концентрации вещества В следующим образом:
СВ, моль/л: 0,2 0,4 0,6 0,8
V, моль/л: 0,050 0,080 0,162 0,191
1) определите порядок реакции по веществу А; 2) постройте график зависимости
V = f(CВ) и определите порядок реакции по веществу В; 3) напишите кинетическое уравнение скорости реакции и определите суммарный порядок реакции; 4) каков механизм этой реакции – простой или сложный?
Решение: порядок реакции по какому-либо компоненту равен показателю степени при концентрации данного вещества в выражении закона действующих масс для скорости реакции. Общий порядок реакции равен сумме частных порядков. Различают реакции нулевого, первого, второго и третьего порядков. Для реакции первого порядка, например, А Х, скорость реакции пропорциональна концентрации в первой степени:
V = k·CA. Для реакции второго порядка, например, А + В Х или 2АХ, кинетическое уравнение может иметь вид: V = k·CA ·CB или V = k·. Скорость реакции нулевого порядка не зависит от концентрации. Порядок реакции определяют по экспериментальным данным. Одним из способов экспериментального определения порядка реакции является анализ графической зависимости V = f(C).
V V
0,2
tg=k
0,1
CA, моль/л СВ, моль/л
0 0,2 0,6
Рис.1 Зависимость скорости от концен- Рис.2 Зависимость скорости от трации вещества А, V=f(CA) концентрации вещества В, V=f(CB)
2) Зависимость скорости реакции от концентрации вещества В представляет прямую, проходящую через начало координат, т.е. прямо пропорциональна (рис.2). Следовательно, порядок реакции по веществу В равен единице.
3) Кинетическое уравнение, отражающее закон действующих масс для данной реакции, имеет вид: V = k·CВ. Это реакция первого порядка.
4) Поскольку порядки реакции по реагентам не совпадают со стехиометрическими коэффициентами, можно сделать вывод, что реакция является сложной, многостадийной и скорость реакции определяется скоростью самой медленной, лимитирующей стадии.
5) Из графика V = f(CB) можно определить константу скорости реакции, как tg, т.е. отношение противолежащего катета к прилежащему: k=tg = (0,162 – 0,050)/(0,6 – 0,2)=
= 0,112/0,4 = 0,28 Вывод: кинетическое уравнение имеет вид V = 0,28·СВ. Константу скорости можно рассчитать и из кинетического уравнения:
Контрольные вопросы для самопроверки.
1. Что изучает химическая кинетика? Какова ее практическая цель?
2. Что называется скоростью химической реакции? В каких единицах она измеряется? Что такое средняя и истинная скорость? В каких случаях правая часть равенства V=C/ имеет знак «+», а в каких «»?
3. Дайте определение закона действующих масс и его математическое выражение для простых и сложных реакций. Отражает ли этот закон зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ?
5. Что называют константой скорости химической реакции? каков ее физический смысл? От каких факторов она зависит?
6. Перечислите способы, которыми можно увеличить скорость химической реакции.
7. Что такое молекулярность реакции?
8. Что такое порядок реакции? можно ли по уравнению химической реакции установить порядок реакции и написать кинетическое уравнение?
9. Когда порядок реакции совпадает со стехиометрическими коэффициентами?
10. Перечислите возможные объяснения влияния температуры на скорость реакции.
11. Дайте определение понятию «энергия активации». Уравнение Аррениуса. Как зависит скорость реакции от энергии активации? Что такое активированный комплекс?
12. Что называется катализатором? Что такое гомогенный катализ? Гетерогенный катализ? Механизм каталитического действия. Почему введение катализатора изменяет скорость химической реакции?
13. Что такое ферментативный катализ? Укажите различия в действии неорганического катализатора и фермента. Что такое фермент – субстратный комплекс?
Тема: Химическое равновесие
Содержание темы. Необратимые и обратимые процессы. Изменение энергии Гиббса в ходе необратимых и обратимых процессов. Что называется химическим равновесием? Кинетические и термодинамические условия наступления состояния химического равновесия. Признаки, характеризующие равновесие. Закон действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия. Что она характеризует? Зависимость константы равновесия от различных факторов. Уравнение изотермы химического равновесия, связывающее константу равновесия с изменением стандартной энергии Гиббса. Принцип Ле-Шателье. Влияние различных факторов на химическое равновесие.
Разделы, выносимые на самостоятельную проработку: принцип Ле-Шателье. Расчет равновесных и исходных концентраций СОХЖ с. 114-115, ЛББХ с. 80-90, примеры решения типовых задач 1-5, ГЗХ - примеры 6, 9 гл. V.
Письменное задание для самостоятельной проработки.
1. Для обратимых реакций запишите выражение константы химического равновесия и определите, как повлияет на состояние равновесия
а) понижение давления; б) повышение температуры:
I вариант: H2S г ↔ H2 г + S тв 0 = +21 кДж
4HCl г + O2 ↔ 2H2O г + 2Cl2 г 0 = 144 кДж
II вариант СО2 + 3Н2 г ↔ СН3ОН г 0 = +193 кДж
3Fe тв + 4Н2О г ↔ Fe3O4 тв + 4Н2 г 0 = 150 кДж
III вариант N2 г + O2 г ↔ 2NO г 0 = +180 кДж
2СО г ↔ СО2 г + С тв 0 = 172 кДж
2. Для обратимой реакции дана константа равновесия при некоторой постоянной температуре и тепловой эффект прямой реакции. Определите, как изменится константа равновесия а) при увеличении концентрации первого реагента в 2 раза; б) при повышении температуры.
I вариант 3Н2 г + N2 г ↔ 2NH3 г 0 Kp = 7
II вариант I2 г + H2 г ↔ 2HI 0 Kp = 4
III вариант 2NO г + O2 г ↔ 2NO2 0 Кр = 0,5
3. Для обратимой реакции приведены равновесные концентрации всех участников при некоторой температуре. Вычислите: а) константу равновесия; б) исходные концентрации, если исходная концентрация продукта реакции равна нулю.
|
I вариант |
II вариант |
III вариант |
|
I2 г + H2 г ↔ 2HI г |
Cl2 г + H2 г ↔ 2HCl г |
СО2 г + 3Н2 г ↔ СН3ОН ж |
|
0,15 0,15 0,3 |
0,1 0,1 0,2 |
0,06 0,08 0,04 |
Домашнее задание для подготовки к занятию: СОХЖ с. 109-115, БОХ с. 32-42, ЛББХ с. 80-92
Письменно выполните задания:
1. Константа равновесия реакции А+В ↔ С+Д равна 5. Прямая или обратная реакции имеют большую константу скорости и во сколько раз?
2. Для реакции, протекающей в стандартных условиях, найдены следующие значения Кр при разных температурах: 75; 0,02; 1,7.105; 2,4.103; 1,0. Установите, какому значению Кр соответствует протекание реакции: а) преимущественно в прямом направлении; б) преимущественно в обратном направлении; в) равновероятно в прямом и обратном направлении.
3. Составьте выражения констант равновесия следующих реакций:
а) PCl3 г + Cl2 г ↔ PCl5 г;б) 3Fe тв + 4Н2О г ↔ Fe3O4 тв + 4Н2 г; в) СН4 г + I2 г ↔ CH3I г + HIг.
4. При синтезе аммиака N2 + 3H2 ↔ 2NH3 равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): = 2,5; =1,8; =3,6. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.
5. В системе 2SO2 г + O2 г ↔ 2SO3 г исходные концентрации SO2 и O2 были соответственно равны 0,03 и 0,15 моль/л. К моменту наступления равновесия концентрация SO3 стала равной 0,01 моль/л. Вычислите равновесные концентрации остальных реагирующих веществ.
7. Чему равна при 25С константа равновесия обратимой реакции, для которой значение равно 5,714 кДж/моль.
8. Метанол получается в результате реакции СО г + 3Н2 г ↔ СН3ОН ж, 0 = 127,8 кДж/моль. Как будет смещаться равновесие при повышении: а) концентрации Н2; б) температуры; в) давления?
9. Как следует изменить условия протекания реакции: 3Н2 г + N2 г ↔ 2NH3 г ,
0 = 92 кДж/моль, чтобы повысить выход аммиака.
10. Химическое равновесие реакции А+В С+Д установилось при следующих концентрациях веществ (моль/л): [А] = 18,0; [В] = 16,0; [С] = 12,0; [Д] = 24,0. Концентрацию вещества С понизили на 12 моль/л. Определите новые равновесные концентрации реагирующих веществ после смещения равновесия.
Факультативно. Решите задачи: ГЗХ, 1981 № 349, 351, 352, 360, 362, 364; 1985
№ 352, 355, 363, 365, 367.
Пример билета контрольной работы.
PCl3 г + Cl2 г ↔ PCl5 г , . В какую сторону сместится ее равновесие при а) повы-
шении температуры; б) уменьшении давления.
Примеры решения типовых задач.
Задача 1. Вычисление константы равновесия по равновесным концентрациям реагирующих веществ и определение их исходной концентрации.
В системе 2NO + O2 ↔ 2NO2 при некоторой температуре равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): [NO] = 0,2; [О2] = 0,3;
[NO2] = 0,4. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и исходные концентрации.
Решение: а) расчет константы равновесия производится по закону действующих масс для химического равновесия:
Константа равновесия этой реакции больше единицы, отсюда можно сделать вывод о преимущественном смещении равновесия вправо, т.е. о преобладании в системе продуктов реакции.
б) исходные концентрации находим как сумму:
Исходная = равновесная + расход
концентрация концентрация вещества А на образование
вещества А вещества А, [А] продукта реакции
Расход NO находим на основе стехиометрии уравнения реакции по пропорции:
на образование 1 моль NO2 расходуется 1 моль NO
0,4 моль х
Сисх NO = 0,2 + 0,4 = 0,6 моль/л
Аналогично определяем исходную концентрацию О2:
на образование 2 моль NO2 расходуется 1 моль О2
0,4 моль х
Сисх О2 = 0,3 + 0,2 = 0,5 моль/л
Ответ: Кр = 13,3, реакция начиналась при концентрациях (моль/л): СNO = 0,6;=0,5
Задача 2. Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ.
Для обратимой реакции I2 г + H2 г ↔ 2HI определите равновесные концентрации Н2 и I2, если их исходные концентрации были соответственно (моль/л): 0,1 и 0,2, а равновесная концентрация HI = 0,1 моль/л.
Решение: к моменту равновесия концентрации исходных веществ понизятся, а продукта реакции – увеличатся. Поэтому равновесные концентрации можно рассчитать как разность: Равновесная = исходная расход вещества А
концентрация концентрация на образование
вещества А вещества А продукта реакции
Расход водорода находим на основании уравнения реакции:
на образование 2 моль HI расходуется 1 моль H2
0,1 моль х
[Н2] = 0,1 – 0,05 = 0,05 моль/л
Аналогично определяем расход и равновесную концентарцию I2:
на образование 2 моль HI расходуется 1 моль I2
0,1 моль у
[I2] = 0,2 – 0,05 = 0,15 моль/л
Ответ: равновесные концентрации веществ (моль/л) равны: [H2] = 0,05; [I2] = 0,15
Задача 3. Определение изменения энергии Гиббса реакции G0 по значению константы равновесия Кр.
Константа равновесия реакции: СО + Н2О ↔ СО2 + Н2 равна 1,4 при температуре 727С. Найдите G этой реакции и определите ее направление при данной температуре.
Рещение: взаимосвязь изменения энергии Гиббса реакции и Кр описывается изотермой:
Т = 727 + 273 = 1000 К. Тогда: G = 8,31·1000·2,3 lg 1,4 = 2,79·103 Дж = 2,79 кДж
Поскольку G 0, при данной температуре протекает прямая реакция.
Задача 4: Сдвиг химического равновесия, принцип Ле-Шателье.
Как повлияет: а) повышение температуры; б) повышение давления на смещения равновесия следующей реакции: 2Н2 г + О2 г ↔ 2Н2О ж , 0 = 571 кДж
Решение: В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции равны, т.е. в единицу времени в результате процесса образуется столько же вещества, сколько их распадается на исходные вещества. Это состояние равновесия сохраняется до тех пор, пока сохраняются постоянные три параметра системы: 1) концентрации реагирующих веществ; 2) температура; 3) давление (для газов).
При изменении этих условий скорости прямой и обратной реакции приобретают различные значения: увеличивается скорость той реакции, которая уменьшает произведенное воздействие (принцип Ле-Шателье). Согласно этому принципу, если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в сторону, уменьшающему это воздействие. Но через некоторое время снова наступает равенство скоростей прямой и обратной реакции и устанавливается новое состояние равновесия с новыми концентрациями исходных веществ и продуктов реакции (но той же Кр). Переход системы из одного состояния в другое называется смещением или сдвигом химического равновесия.
В приведенном уравнении прямая реакция является экзотермической, идущей с выделением тепла. С повышением температуры, согласно принципу Ле-Шателье, увеличивается скорость реакции, поглощающей это подводимое тепло, т.е. эндотермической обратной реакции. Равновесие смещается влево.
При повышении давления, в соответствии с принципом Ле-Шателье, должна увеличиваться скорость реакции, идущей с уменьшением давления, в данном примере – в прямой реакции уменьшается число молекул газа и, следовательно, при неизменном объеме сосуда уменьшается и давление: равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, вправо.
а) в изолированной системе
б) в закрытой системе:
1) ∆H<0 2) ∆H>0 3) ∆H=0 4) ∆S<0 5) ∆S>0 6) ∆S=0 7) ∆G<0 8) ∆G>0 9) ∆G=0
Учение о растворах
Тема: Коллигативные свойства растворов.
Содержание темы. Растворы. Значение растворов и воды в жизнедеятельности человека. Растворимость. Термодинамика процесса растворения. Растворимость газов в жидкостях. Законы Генри, Дальтона, Сеченова. Причины кессонной болезни. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Диффузия, осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Осмотическое давление плазмы крови. Онкотическое давление. Изо-, гипо- и гипертонические растворы. Плазмолиз и гемолиз. Законы Рауля: понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с чистым растворителем. Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов, изотонический коэффициент.
Разделы, выносимые на самостоятельную проработку: растворимость газов в жидкостях, законы Генри, Дальтона, Сеченова. Законы Рауля: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с чистым растворителем.
Письменное задание для самостоятельной проработки. Разберите примеры решения типовых задач 2 и 3; ГЗХ, примеры 2 и 3, гл. VI-3; ситуационные задачи 12, 14. Выполните задания по вариантам:
Вариант 1: 1) Рассчитайте, при какой температуре должен кипеть раствор, содержащий 54 г глюкозы в 250 г воды. 2) Раствор, содержащий 4,2 г гидроксида калия в 500 г воды, замерзает при –0,515С. Найдите изотонический коэффициент.
Вариант 2:1)Раствор, содержащий 0,75 г мочевины в 50 г воды, замерзает при –0,465С. Рассчитайте молярную массу мочевины. 2) Раствор, содержащий 16,05 г Ba(NO3)2 в 500 граммах воды, кипит при 100,122С. Рассчитайте изотонический коэффициент.
Вариант 3: 1) Рассчитайте температуру кипения раствора, содержащего 10 г нитробензола, С6Н5NO2, в 100 г бензола. Эбулиоскопическая постоянная бензола равна 2,57, а его температура кипения 80,2С. 2) Температура замерзания водного раствора, содержащего 1,7 г хлорида цинка в 250 г воды, равна –0,23С. Рассчитайте изотонический коэффициент и кажущуюся степень диссоциации ZnCl2 в этом растворе.
Домашнее задание для подготовки к занятию: ЕОХ гл. 2, СОХЖ с. 139-151, ЛББХ, гл 4. Разберите пример решения типовой задачи 1 и ГЗХ, пример 4, гл.VI-3.
Письменно выполните следующие задания:
1. Определите осмотическое давление крови лягушки, если молярная концентрация крови при 7С равна 0,22 моль/л.
2. Чему равно осмотическое давление раствора при 20С, в 100 мл которого содержится 6,33 г гематина (М = 633 г/моль).
3. Что произойдет с эритроцитами, если их поместить в 3 М раствор глюкозы? Росм крови при 37С равно 770 кПа.
4. Рассчитайте молярную концентрацию хлорида натрия в его изотоническом растворе.
5. Разберите ситуационные задачи 5, 11, 12, 13, 14, 24, 25, 37, 39, 49.
Факультативно. Решите задачи: ГЗХ ,1985 № 463, 466, 468, 471, 477, 482, 483; 1981 № 458, 461, 462, 465, 471, 476, 477.
Пример билета тестового контроля:
1. Осмос – это самопроизвольный процесс диффузии через полупроницаемую мембрану: 1. растворителя в менее концентрированный раствор
2. растворителя в более концентрированные раствор
3. растворенного вещества в менее концентрированный раствор
4. растворенного вещества в более концентрированный раствор
2. В изотоническом растворе эритроциты подвергаются:
1. гемолизу 2. плазмолизу 3. гидролизу 4. электролизу 5. не изменяются
3. Молярная концентрация - означает содержание числа моль растворенного вещества:
1. в 1 л раствора 2. в 1 л растворителя 3. в 1 кг раствора 4. в 1 кг растворителя 5. в 100 г растворителя.
4. Изотонический коэффициент для растворов электролитов:
1. равен единице 2. равен нулю 3. меньше единицы 4. больше единицы
5. Раствор, содержащий 10 г глицерина (М = 82 г/моль) в 300 мл при 27С имеет осмотическое давление, равное… и по отношению к крови является:
1. изотоническим 2. гипертоническим 3. гипотоническим
Примеры решения типовых задач
Задача 1: Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Рассчитав осмотическое давление, опишите, что произойдет с эритроцитами, помещенными в 350 мл раствора хлорида кальция (М = 111 г/моль), содержащего 14 г растворенного вещества при 20С?
Решение: разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит от числа кинетически активных частиц растворенного вещества и растворителя, т.е. от их концентрации и не зависит от их химической природы! К ним относятся: осмотическое давление, понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем. Для электролитов вводится поправочный изотонический коэффициент, учитывающий увеличение числа частиц в растворе за счет диссоциации.
Осмотическое давление раствора пропорционально его молярной концентрации и абсолютной температуре, согласно закону Вант-Гоффа:
где: См - молярная концентрация, показывающая число моль растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора:
R - газовая постоянная, 8.31 Дж/моль.К, T - температура, К; i -изотонический коэффициент. Для растворов неэлектролитов i =1, для растворов электролитов i > 1 и зависит от степени диссоциации () и числа образующихся при диссоциации ионов (n):
i = 1+(n1)
Учитывая определение молярной концентрации, уравнение Вант-Гоффа принимает вид:
1. Рассчитаем абсолютную температуру: T= 273 + tC= 273 + 20= 293 К
2. Хлорид кальция - это средняя соль, сильный электролит. Его степень диссоциации равна 100% или 1. Он диссоциирует с образованием 3 ионов: CaCl2 Ca2+ + 2Cl, т.е. = 1, n = 3. Рассчитаем изотонический коэффициент: i = 1 + 1(3 – 1) = 3
3. Подставим найденные значения в уравнение Вант-Гоффа, учитывая, что объем раствора должен быть выражен в литрах, и рассчитаем Pосм. (в кПа):
кПа
4. Осмотическое давление раствора хлорида кальция равно 2632 кПа. Оно больше, чем осмотическое давление крови (Росм.крови = 770 кПа). Этот раствор является гипертоническим по отношению к крови. В таком растворе наблюдается явление осмоса, т.е. односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану оболочки клетки в сторону более концентрированного (гипертонического) раствора. Эритроцит обезвоживается, усыхает, т.е. подвергается плазмолизу.
Ркр < Рр-ра Плазмолиз
Ответ: Эритроциты в растворе хлорида кальция подвергаются плазмолизу, т.к. этот раствор является гипертоническим по отношению к крови.
Задача 2 Законы Рауля
Рассчитайте, при какой температуре будет замерзать антифриз водный раствор этиленгликоля (М = 62 г/моль), содержащий 310 г растворенного вещества в 500 г воды?
|
Д а н о: m (в-ва) = 310 г M (в-ва) = 62 г/моль m (H2O) = 500 г К (H2O) = 1.86 |
Р е ш е н и е Растворы кипят при более высокой температуре, чем чистый растворитель, а замерзают при более низкой По 2-му закону Рауля, понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем пропорционально моляльной концентрации раствора: tзам = i . K . Cm где: К – криоскопическая постоянная растворителя, численно равная tзам при Cm =1моль/кг; Cm – моляльная концентрация, равная числу моль растворенного вещества в 1000 г (1 кг) растворителя, моль / кг; i – изотонический коэффициент. |
|
Tзам = ? |
1. Рассчитаем массу растворенного вещества в 1000 г растворителя, составляя пропорцию: в 500 г H2O содержится 310 г в-ва
в 1000 г х г этиленгликоля
2. Вычислим, сколько моль составляет 620 г этиленгликоля.
моль это и есть моляльная концентрация Cm, т.к. указывает количество вещества в 1000 г растворителя.
3. Поскольку этиленгликоль - это неэлектролит, i = 1.
4. Найдем понижение точки замерзания раствора: tзам = i · K · Cm = 1· 1.86 · 10 = 18.6
5. Найдем температуру замерзания раствора, зная, что вода замерзает при 0С.
tзам = t (H2O) t (р-ра) = 0 18.6 = 18.6
Ответ: раствор этиленгликоля замерзнет при 18.6С.
Измеряя понижение температуры замерзания различных растворов, рассчитывают молекулярную массу растворенного вещества (например, белка) или концентрации различных компонентов физиологических жидкостей (мочи, лимфы, крови). Этот метод называется криометрией.
Примечание: при решении задач № 2 и 3 можно воспользоваться готовыми формулами:
;
Задача 3. При растворении 13 г камфоры в 400 г диэтилового эфира температура кипения эфира повысилась на 0.453. Определите молярную массу камфоры, если
Е = 2.12 для диэтилового эфира.
|
Д а н о: m (в-ва) = 13 г m (р-ля) = 400 г tкип = 0.453 0 Е (р-ля) = 2.12 |
Р е ш е н и е Математическая зависимость повышения температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя выражается 2 -законом Рауля: tкип = i . E . Cm где: tкип = tкип раствора - tкип р-ля i – изотонический коэффициент; Е – эбулиоскопическая постоянная растворителя; Сm – моляльная концентрация, показывающая число моль растворенного вещества в 1000 г (1 кг) растворителя, моль/ кг. |
|
М (в-ва) =? |
1. Поскольку растворенное вещество (камфора) - это неэлектролит, i = 1.
2. Рассчитаем, сколько граммов растворенного вещества (камфоры) содержится в 1000 г растворителя (диэтилового эфира)
13 г в-ва содержится в 400 г р-ля г камфоры.
х 1000 г
3. Вычислим, сколько моль составляют 32.5 г камфоры, т.е. вычислим моляльную концентрацию:
где М - молярная масса камфоры, которую надо вычислить.
Подставим значение моляльной концентрации в уравнение Рауля: tкип.= i·E·Cm ; , отсюда
Ответ: молярная масса камфоры равна 152 г / моль.
Контрольные вопросы для самопроверки
1. В чем отличие растворов от химических соединений?
2. Что служит мерой растворимости веществ? Какие факторы влияют на растворимость веществ в жидкости?
3. Как вы представляете себе механизм растворения твердых веществ в жидкостях?
4. Из каких тепловых эффектов складывается суммарный тепловой эффект процесса растворения твердых веществ в жидкостях?
5. Как изменяется энергия Гиббса в процессе растворения твердых веществ?
6. Как влияет температура и давление на растворимость газов в жидкостях?
7. Какое давление газа принято называть парциальным? Сформулируйте закон Генри и Дальтона. Для каких газов эти законы выполняются, а для каких газов - нет?
8. Как влияет присутствие электролитов в растворе на растворимость газов? Сформулируйте закон Сеченова.
9. Объясните причину возникновения кессонной болезни с точки зрения закона Генри.
10. Какие свойства растворов называют коллигативными? Перечислите эти свойства. Какие растворы проявляют эти свойства?
11. Какой процесс называют диффузией? Какой процесс называют осмосом? Чем отличается осмос от диффузии?
12. Что называется осмотическим давлением? Как его измеряют и как его можно рассчитать по закону Вант-Гоффа?
13. Зависит ли величина осмотического давления от природы растворенного вещества? от природы растворителя?
14. Какие растворы подчиняются закону Вант-Гоффа?
15. Какие растворы получили название изотонических, гипотонических, гипертонических? Какой раствор носит название «физиологического»?
16. Охарактеризуйте явления гемолиза и плазмолиза.
17. Изотоничны ли растворы сахара и глицерина, имеющие концентрацию: а) 0.1 моль/л; б) 2%?
18. Из чего складывается осмотическое давление плазмы крови? Какое давление называют онкотическим?
19. Какой пар называют насыщенным? Процесс испарения - это экзо- или эндотермический процесс?
20. Как влияет на величину давления насыщенного пара растворителя присутствие нелетучего растворенного вещества? Сформулируйте I закон Рауля.
21. Приведите определение температуры кипения и замерзания жидкости.
22. Каково соотношение между температурой кипения и замерзания чистого растворителя и раствора. Сформулируйте II закон Рауля и проиллюстрируйте его графически.
23. Каков физический смысл криоскопической и эбулиоскопической постоянной? Эти постоянные являются константами: растворителя, растворенного вещества, раствора?
24. Как принято выражать концентрацию растворенного вещества в законе Вант-Гоффа для осмотического давления и во II законе Рауля?
25. При наступлении холодов в клетках растений происходит процесс превращения высокомолекулярных веществ в низкомолекулярные (например, крахмал - в ди- и моносахариды). Поясните, почему это приводит к увеличению зимостойкости растений?
26. Как можно использовать для растворов электролитов законы Вант-Гоффа и Рауля, справедливые для разбавленных растворов неэлектролитов?
27. Что такое изотонический коэффициент? Каков его физический смысл? Как его можно рассчитать?
Программа контрольной работы N 1
I. Химическая термодинамика.
Основные понятия термодинамики: термодинамические системы: изолированные, открытые, закрытые. Параметры системы - масса, давление, объем, температура, внутренняя энергия и др. Термодинамические процессы. Работа и теплота - две формы передачи энергии. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества, ΔH0298 обр. Закон Гесса и следствия из него. Применение первого начала термодинамики к живым системам. Расчет калорийности продуктов питания. Второе начало термодинамики. Самопроизвольные процессы. Энтропия системы. Абсолютная энтропия вещества. S0298. Факторы, влияющие на энтропию. Расчет энтропии реакции.
Второе начало термодинамики для изолированных систем. Энергия Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов. Расчет энергии Гиббса реакции для стандартных и нестандартных условий. Критерии самопроизвольного протекания процесса в закрытых и открытых системах. Экзо- и эндотермические процессы. Принцип энергетического сопряжения биохимических реакций.
II. Химическая кинетика.
Предмет и основные понятия химической кинетики. Скорость химических реакций. Средняя и истинная скорость. Факторы, влияющие на скорость реакции. Классификация реакций в кинетике: гомогенные и гетерогенные, простые и сложные (параллельные, последовательные, цепные, сопряженные). Молекулярность простой реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации исходных веществ. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Ее физический смысл. Зависимость ее от различных факторов. Порядок реакции по веществу и общий порядок реакции. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого и второго порядков. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Понятие о теории активных столкновений и о теории активированного катализа. Схема каталитического действия. Особенности ферментативного катализа.
III. Химическое равновесие.
Необратимые и обратимые по направлению реакции. Химическое равновесие. Кинетические и термодинамические условия наступления состояния динамического равновесия. Константа химического равновесия и ее зависимость от различных факторов. Связь константы равновесия с энергией Гиббса. Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье. Расчет равновесных и исходных концентраций системы.
IV. Растворы.
Виды растворов. Вода как растворитель. Ее биологическая роль. Структурированная вода и ее особенности. Растворимость веществ. Термодинамика процесса растворения. Растворимость газов в жидкостях. Законы Генри, Дальтона, Сеченова. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе: массовая доля, молярная концентрация и моляльная концентрация.
Коллигативные свойства растворов неэлектролитов. Осмотическое давление. Закон Вант Гоффа. Расчет осмотического давления в растворах электролитов. Изотонический коэффициент. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Осмотическое давление. Изо- гипо- и гипертонические растворы. Явления плазмолиза и гемолиза. Законы Рауля: понижение, давления насыщенного пара над раствором, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов. Законы Рауля для растворов электролитов. Криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные, их физический смысл.
Пример билета контрольной работы N 1.
1. Второе начало термодинамики, что оно рассматривает? Приведите известные вам формулировки второго начала термодинамики. Что означает выражение ΔS > 0? В каком направлении протекает реакция: N2 (г) + 2O2 (г) ↔ 2NO2 (г), ΔG = 103 кДж
а) в случае изолированной системы, б) в открытой системе.
2. Рассчитайте калорийность одного яйца (70 г), имеющего состав: белки 12.7%, жиры 11.5%, углеводы 0.7%.
3. Что такое скорость химической реакции? Как ее измеряют? Приведите кинетическую кривую по исходному веществу. От каких факторов зависит скорость реакции? Что такое средняя и истинная скорость? Во сколько раз изменится скорость реакции
3A → 2В, если увеличить концентрацию А в 2 раза?
4. Что называют температурой кипения? Какова температура кипения раствора по сравнению с чистым растворителем? Приведите формулировку и математическое выражение второго закона Рауля. Каков физический смысл эбулиоскопической постоянной? Какой вид концентрации используется в этом законе и какова его размерность?
5. Что произойдет с эритроцитами в сахарном сиропе, содержащем 20 г сахара
(M = 342 г/моль) в 200 мл при 25С. Изобразите схематически происходящее явление.
Готовиться к контрольной работе следует прежде всего по конспектам лекций, так как теоретические вопросы составлены по ним. Для подготовки также можно воспользоваться вопросами и задачами в учебнике Ю.А.Ершова 40, 78, 421, решить задачи из задачника Глинки, предложенные для факультативного решения по каждой теме или выполнить следующие задания:
I. Термодинамика
1. Определите возможность самопроизвольного протекания следующих реакций при 100С: а) CuO + H2 → Cu + H2O(ж) б) 2ZnS + 3O2 → 2ZnO +2SO2
в) SO2 + 2H2 → 3S + 2H2O(ж) г) 4HCl + O2 → 2Cl2 + 2H2O(ж)
Определите, энтальпийный или энтропийный фактор оказался решающим?
2. Используя закон Гесса, рассчитайте энтальпию гидратации SnCl2, если известны энтальпия растворения SnCl2 и SnCl2.6H2O. Они равны соответственно 47.6 и +30.9.
3. Рассчитайте калорийность следующих продуктов:
150 г сыра (белки 23.4%, жиры 30.0%, углеводы )
150 г яблок (белки 0.4%, жиры , углеводы 11.3%).
4. В сосуде, разделенном перегородкой, находятся в одной части газ А с энтропией SA, в другой такое же количество газа В с энтропией SВ. После удаления перегородки газы равномерно смешались (при T = const). Укажите, чему равна энтропия смеси газов, S:
а) S > SA + SB; б) S = SA; в) S = SB; г) S < SA + SB; д) S = SA + SB
5. Чему соответствует каждое равенство:
а) ΔG = 0, б) ΔS = 0, в) ΔН = 0, г)ΔU = 0, д) ΔP = 0, е) ΔV = 0.
И каждое неравенство: а) ΔG > 0, б) ΔS > 0, в) ΔН > 0.
1. Напишите кинетические уравнения реакций и рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции, если давление повысить в два раза:
а) 2NO2 + Cl2 (г) → 2NOCl (г) б) 2N2O5 (г) → 4NO2 (г) + O2 (г) в) CO2 + C (т) → 2СО (г)
2. Реакция 2А + B → C при температуре 20С протекает со скоростью 5 моль/л·с. Рассчитайте скорость реакции при 50С.
3. Реакция H2 + 2JCl → J2 + 2HCl протекает в две стадии:
а) JCl + H2 → HJ + HCl б) 2JCl + 2HJ → J2 + 2HCl
Молекулярность какой реакции можно определить? Чему она равна?
4. Для следующих реакций: а) 2CO + O2 ↔ 2CO2 б) CО + SO2 ↔ SO2 + CO2
рассчитайте энтальпию и укажите направление смещения равновесия при повышении: а) температуры; б) давления; в) объема; г) концентрации CO2.
III. Коллигативные свойства растворов
1. Определите, что произойдет с эритроцитами при 250 C в растворе, содержащем:
а) 20 г глицерина в 500 мл раствора; б) 60 г сульфата магния в 100 мл раствора.
2. Расположите вещества в порядке понижения температуры замерзания их растворов с одинаковой концентрацией: хлориды калия, кальция, натрия, глицерин.
Тема: Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Гидролиз солей.
Содержание темы. Основные понятия: раствор, растворитель, растворенное вещество. Классификация растворов (насыщенный и разбавленный, электролиты и неэлектролиты). Способы выражения содержания вещества в растворе (массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента). Понятие эквивалента и фактора эквивалентности. Определение концентрации раствора и приготовление раствора заданной концентрации.
Разделы, выносимые на самостоятельную проработку. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза. Негидролизующиеся соли. Факторы, влияющие на гидролиз. Смещение равновесия гидролиза. Значение гидролиза в биохимических процессах.
Домашнее задание для подготовки к занятию: СОХЖ с.156-162, с.183-186; ЕОХ с.85-99, с. 120-128. Разберите примеры 1-8 и ГЗХ 1,2,3 гл. VII, разделы 1,2,5.
Письменно выполните задания.
1. Напишите уравнения электролитической диссоциации: Н3РО4, Sr(OH)2, Na2SO4, Ca(HCO3)2, Fe(OH)Cl2. Напишите выражения возможных констант диссоциации.
2. Как повлияет на процесс диссоциации СН3СООН добавление:
а)HCl; б)NaOH; в)CH3COONa?
3. Какая из указанных ниже солей больше подвержена гидролизу: NaCN, NaCH3COO, NaClO? Почему?
4. Напишите уравнение реакции между нитратом алюминия и сульфидом аммония, учитывая, что данные соли подвергаются гидролизу и что вследствие этого продуктом реакции является не сульфид алюминия, а гидроксид алюминия.
5. Решите задачи и выполните упражнения: ГХЗ 1981 - №496, 503, 504, 509, 577, 578 ;
1985 - №503, 510, 511, 585, 586 .
Разберите ситуационные задачи № 2, 9, 26.
Факультативно. Решите задачи ГХЗ, 1985 №505, 506, 512, 513, 587, 603.
Пример билета тестового контроля
1. Какой из приведенных слабых электролитов диссоциирует лучше:
1) сернистая кислота (рКа = 1,85); 2) синильная кислота (рКа = 9,14);
3) уксусная кислота (рКа = 4,76)
2. Какие электролиты диссоциируют ступенчато:
1) Al2(SO4)3 2) СaСI2 3) H2SО3 4) (CuOH)2SO4
3. Для сероводородной кислоты напишите формулу ее сопряженного основания.
4. Какая из солей подвергается гидролизу в большей степени: 1) FeCl3 2) FeCl2 ?
Напишите для нее первую стадию гидролиза в краткой ионной и молекулярной форме.
5. Во сколько раз нужно увеличить концентрацию (Н+), чтобы рН раствора уменьшился на 2: 1) 0,01 2) 10 3) 100 4) 2
Примеры решения типовых задач
Используемые обозначения и размерности:
К – константа диссоциации;
С – молярная концентрация электролита, моль/л;
степень диссоциации, в долях единицы или %;
[H+], [OH] – концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов, моль/л;
ионная сила;
f – коэффициент активности иона;
Z – заряд иона;
а – активная концентрация (активность) иона, моль/л;
Основные расчетные формулы
(1) К С2 (2) (3) (4)
[H+] = C (5) [OH-] = C (6)
(7) a = fC (8) (9)
Задача 1. Вычислите [OH] в 0,1 м растворе NH4ОН.
Решение: из формулы (4) == 1,33102 (долей единицы).
[OH] = C = 0,1·1,33·102 = 1,33·103 моль/л.
Задача 2. При какой молярной концентрации уксусной кислоты в растворе ее степень диссоциации равна 0,01?
Решение: по формуле (3) 1,8101 моль/л
Задача 3. Повлияет ли на процесс диссоциации NH4OH добавление а)HCl; б)NaOH ?
Решение: а) NH4OH является слабым электролитом. Ионное равновесие в его растворе выражается условно уравнением: NH4OH NH4+ + OH (1)
Ионы ОН соединяются с ионами Н+ хлороводородной кислоты, диссоциирующей нацело: HCl H+ + Cl (2), при этом образуются молекулы почти недиссоциирующей воды: ОН + Н+ Н2О (3). Уменьшение концентрации OH в соответствии с принципом Ле-Шателье приведет к тому, что равновесие (1) будет смещено вправо, т.е. процесс диссоциации NH4OH усилится.
б) Добавление NaOH, диссоциирующего по уравнению: NaOH Na+ + OH (4)
приведет к увеличению концентрации OH-, что вызовет смещение равновесия (1) влево, т.е. процесс диссоциации будет подавляться.
Задача 4. Вычислите ионную силу и активности ионов в 0,08 растворе CaCl2.
Решение: концентрации ионов Са2+ и Cl равны соответственно 0,08 и 0,16 моль/л согласно уравнению диссоциации соли: CaCl2 Ca2+ + 2Cl
1моль 1 моль 2 моль
0,08 моль 0,08 моль 0,16 моль.
Ионная сила раствора по формуле (7) составляет:
Коэффициенты активности Cl рассчитывают по формуле (9) либо находят по таблице (см.приложение). Пользуясь формулой (8), находят активность каждого иона:
а(Ca2+) = 0,23·0,08 = 0,018 моль/л; а(Cl-) = 0,69·0,16 = 0,11 моль/л.
Задача 5. Составьте уравнения реакций гидролиза солей в ионной и молекулярной формах. 5.1 Ацетат натрия 5.2 Карбонат натрия 5.3 Хлорид аммония 5.4 Сульфат меди(II) 5.5 Сульфид аммония.
Решение. Гидролизом называют обратимое обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению реакции среды.
Движущей силой или причиной гидролиза является образование слабого электролита: чем слабее образующийся электролит,тем глубже протекает гидролиз (тем больше степень гидролиза соли).
Гидролизу подвергаются соли, образованные:
1)сильным основанием и слабой кислотой;
2)слабым основанием и сильной кислотой;
3)слабым основанием и слабой кислотой,
так как при их гидролизе может образовываться слабый электролит.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как взаимодействие катиона сильного основания и аниона сильной кислоты с водой не приводит к образованию слабого электролита.
I.Гидролиз по аниону слабой кислоты.
5.1 Ацетат натрия – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой СН3СООН, диссоциирует по уравнению: NaCH3COO Na+ + СН3СОО
Из этих ионов участвовать в реакции гидролиза может только ацетат-ион, являющийся анионом слабой кислоты: СН3СОО + Н+ОН СН3СООН + ОН
слабый электролит
Этому уравнению соответствует молекулярное уравнение:
NaCH3COO + HOH СН3СООН + NaOH
Раствор данной соли имеет щелочную реакцию среды, рН>7, т.к. согласно ионному уравнению в растворе накапливаются гидроксид-ионы.
5.2 Карбонат натрия в водном растворе идет процесс диссоциации соли:
Na2CO3 2Na+ + CO32
Соль эта образована сильным основанием NaOH и слабой двухосновной угольной кислотой, поэтому в реакции гидролиза участвует ион СО32, который, соединяясь с ионом Н+ воды, может дать слабый электролит (слабую кислоту). Но поскольку угольная кислота диссоциирует ступенчато, ступенчато идет и обратный процесс – процесс взаимодействия ионов СО32 с ионами Н+. Отсюда вытекает, что гидролиз Na2CO3 идет ступенчато: 1 ступень: СО32 + Н+ОН НСО3 + ОН ионное уравнение
слабый электролит
Na2CO3 + НОН NaHCO3 + NaOH молекулярное уравнение
2 ступень: НСО3 + НОН Н2СО3 + NaOH
NaНCO3 + НОН Н2СО3 + NaOH.
Реакция раствора данной соли щелочная, рН>7.
Как видно из приведенных уравнений, гидролиз Na2CO3 по первой ступени идет с образованием кислой соли и только по второй ступени образуется угольная кислота.
Практически гидролиз идет только по первой ступени.Это объясняется тем, что ионы НСО3 диссоциируют гораздо труднее [К(НСО3)=5,61011)], чем молекулы Н2СО3 [К(Н2СО3)=4,3107)], т.е. ион НСО3 является более слабым электролитом, чем молекула Н2СО3. Кроме того, в растворе накапливаются ОН-ионы, смещающие равновесие гидролиза по второй ступени влево.
Таким образом, гидролиз солей многоосновных кислот практически не идет дальше первой ступени и заканчивается образованием кислых солей.
II Гидролиз по катиону слабого основания
5.3 Хлорид аммония соль, образованная слабым основанием NH4OH и сильной кислотой HCl, в водном растворе диссоциирует по уравнению: NH4Cl NH4+ + Cl.
Катион слабого снования NH4+ может участвовать в реакции гидролиза, связываясь с гидроксид-ионом воды: NH4+ + H+OH NH4OH + H+ ионное уравнение
слабый электролит
NH4Cl + HOH NH4OH + HCl молекулярное уравнение
В растворе образуется избыток ионов Н+, следовательно, реакция среды кислая, рН<7.
5.4. Сульфат меди (II) соль, образованная сильной серной кислотой и слабым двухкислотным основанием Cu(OH)2. В реакции гидролиза принимают участие ионы Сu2+, при этом взаимодействие этих ионов с ионами ОН воды идет ступенчато.
1 ступень: Cu2+ + HOH CuOH+ + H+ ионное уравнение
слабый электролит
2CuSO4 + 2HOH (CuOH)2SO4+H2SO4 молекулярное уравнение
2 ступень: СuOH+ + HOH Cu(OH)2 + H+
(CuOH)2SO4 + 2HOH Cu(OH)2 + H2SO4
Реакция среды раствора этой соли кислая, рН<7.
Практически гидролиз останавливается на первой ступени. Следовательно, гидролиз солей многокислотных оснований идет с образованием основных солей.
III Гидролиз по катиону слабого основания и аниону слабой кислоты
5.5 Сульфид аммония соль, образованная слабым основанием NH4OH и слабой кислотой H2S. В данном случае и катион, и анион соли участвуют в реакции гидролиза, связывая ионы Н+ и ОН- воды с образованием слабого основания и слабой кислоты.
1 ступень: S2 + H+OH + NH4+ HS + NH4OH ионное уравнение
слабый электролит слабый электролит
(NH4)2S + HOH NH4HS + NH4OH молекулярное уравнение
Практически гидролиз идет по первой ступени.
В зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания, растворы cолей могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию, т.е. рН близко к 7. В данном случае К(HS-)=1,3·1013 << К(NH4OH)=1,8·105, поэтому реакция среды слабощелочная.
Задача 6. Какие процессы будут происходить при смешивании водных растворов сульфида натрия и хлорида алюминия? Составьте уравнение реакции.
Решение: AlCl3 – соль образована слабым основанием Al(OH)3 и сильной кислотой HCl. Na2S – соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2S. При смешивании растворов этих солей, обе соли гидролизуются, в реакции гидролиза участвуют ионы Al3+, связывая ионы ОН из воды, и ионы S2, связывающие ионы Н+ из воды. Электролитическая диссоциация воды: Н2О ↔ Н+ + ОН резко смещается вправо. Это приводит к тому, что гидролиз обеих солей доходит до конца согласно ионному уравнению: 2Al3+ + 3S2 + 6HOH 2Al(OH)3 + 3H2S,
молекулярное: 2AlCl3 + 3Na2S + 6HOH 2Al(OH)3 + 3H2S+ 6NaCl
Примечание. В таблице растворимости против солей, подвергающихся полному гидролизу, стоит прочерк и указывается, что эти соли в водном растворе не существуют, так как они разлагаются водой.
Задача 7. Определите реакцию среды в водном растворе KMnO4.
Решение: KMnO4 - соль образована сильным основанием КОН и сильной кислотой HMnO4, следовательно, ни ион К+, ни ион MnO4 не могут связывать ионы Н+ и ОН из воды с образованием слабого электролита. Соль KMnO4 не принимает участия в гидролизе и реакция среды в растворе определяется диссоциацией молекул воды:
Н2О Н++ОН, т.е. нейтральная, рН =7.
Задача 8. Как усилить гидролиз соли CH3COONa?
Решение: напишем уравнение реакции гидролиза этой соли в ионной форме:
CH3COO + HOH CH3COOH + OH (1)
Чтобы сместить равновесие реакции вправо, надо уменьшить концентрацию ОН-ионов, чего можно достичь добавлением кислоты (например, HCl) и связыванием ионов ОН в молекулы практически не диссоциирующей воды: Н+ + ОН Н2О (2)
Концентрация ионов ОН резко падает и по принципу Ле-Шателье равновесие (1) смещается в сторону прямой реакции, гидролиз усиливается. Кроме того, гидролиз усиливается при разбавлении соли и повышении температуры (Н > 0).
1. Какой процесс называется электролитической диссоциацией? Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса.
2. В чем особенность диссоциации слабых электролитов? Чем отличаются слабые электролиты от сильных?
3. Дайте определение понятиям: степень и константа диссоциации. Какие факторы влияют на их величину?
4. Как связаны между собой степень и константа диссоциации.
5. Что характеризует собой Ка и рКа кислот (Кb и рКb оснований)?
6. В чем особенность диссоциации сильных электролитов? Активность и коэффициент активности ионов. Приведите примеры сильных электролитов.
7. Каковы особенности диссоциации многоосновных кислот и многокислотных оснований, средних, кислых и основных солей? Приведите примеры их диссоциации.
8. Какие реакции называют реакциями гидролиза? Укажите причину гидролиза.
9. Охарактеризуйте основные случаи гидролиза солей. От каких факторов зависит процесс гидролиза?
Роль гидролиза в биохимических процессах.
Тема. Растворы электролитов. Теория кислот и оснований.
Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.
Содержание темы. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури. Сопряжённая кислотно-основная пара. Амфолиты. Их свойства. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Методы его определения.
Домашнее задание для подготовки к занятию: СОХЖ с.173-180, 189-193, 164-167; ЕОХ с.95-107. Разберите примеры: 1-12 и ГЗХ гл.VII разделы 2,3.
Письменно выполните задания.
1. Чему равна общая и активная кислотность 0,56М раствора СН3СООН с рН = 3?
2. рН 0,01М раствора гидроксида, состоящего из одного катиона и одного аниона, равен 10. Каков этот гидроксид кислота или основание? Сильным или слабым электролитом он является?
3. Одинаково ли значение рН в 0,1М растворах HCl и H2SO4? Ответ обосновать.
4. В растворе какой из кислот одинаковой молярности наименьшее значение рН:
а) HCN; б) HOCl; в) HNO2 ?
5. Как изменится рН раствора при разбавлении в 10 раз: а) HCl; б) KOH ?
6. Как и во сколько раз отличается [H+] в растворах рН=2 и рН=4?
7. Как следует изменить концентрацию раствора HCl и NaOH, чтобы увеличить рН на1.
8. Как изменится рН раствора NH3, если внести в него сухой NH4Cl?
Факультативно. Решите задачи ГХЗ, 1985 № 538, 539, 540, 541, 542, 544.
Примеры решения типовых задач
Используемые обозначения и размерности
[H+] концентрация ионов водорода, мольл;
[OH] концентрация гидроксид-ионов, мольл;
Кв ионное произведение воды;
рН водородный показатель; рОН гидроксильный показатель;
а(Н+) активная концентрация (активность) ионов водорода, моль/л;
f(H+) коэффициент активности ионов водорода;
См молярная концентрация, моль/л;
Сн молярная концентрация эквивалента, моль/л;
К константа диссоциации ; степень диссоциации, в долях единицы или %;
n число ионов Н+ (ОН), полученных при диссоциации одной молекулы кислоты (основания).
Основные расчетные формулы
Кв = [H+]·[OH] = 1014 (1) Для растворов сильных оснований
рН = lg[H+] (2) [OH] = См n = Сн (8)
рОН = lg[OH] (3) Для растворов слабых кислот
рН + рОН = 14 (4) [H+] = См· (в долях единицы) (9)
ра(Н+) = lgа(Н+) (5) [H+] = (10)
а(Н+) = [H+]·f(H+) (6) Для растворов слабых оснований
Для растворов сильных кислот: [OH] = См · ( в долях единицы) (11)
[H+] = См · n = Сн (7) [OH] = (12)
Примечания:
1) истинные концентрации [H+] и [OH] можно использовать при вычислениях только для чистой воды и разбавленных водных растворов, когда коэффициенты активности близки к 1. В концентрированных растворах для вычисления рН нужно пользоваться активными концентрациями (активностями) а(Н+) и а(ОН). При не очень точных расчетах различием между истинной концентрацией и активностью можно пренебречь;
2) следует помнить, что для одноосновных кислот и однокислотных оснований См = Сн.
Для многоосновных кислот и многокислотных оснований См не равно Сн. Но слабые многоосновные кислоты и слабые многокислотные основания диссоциируют преимущественно по первой ступени (H2S ↔H+ + HS), поэтому без большой ошибки их можно также рассматривать как бинарные электролиты и считать, что См = Сн.
Задача 1. Вычисление водородного показателя раствора (рН).
Чему равны рН и рОН раствора, содержащего 0.056 г NaOH в 300 мл раствора ?
Решение: NаОН сильное основание, поэтому [OH] = Сн . Находим Сн раствора по известной формуле: где m масса растворенного вещества, г ;
Э молярная масса эквивалента, г/моль ;
V объем раствора, мл ;
моль/л.
Следовательно, [OH] = 0,00467 моль/л. От [OH] к рН можно прийти двумя путями:
1) [OH] рОН рН; 2) [OH] [H+] рН
Воспользуемся первым путем: рН= lg[OH]= lg0,00467= lg(4,67·103)= 3 lg4,67=
= 3 0,6693 = 2,33; рН = 14 2,33 = 11,67.
Задача 2. Вычисление концентрации ионов ОН по значению рН.
Чему равны [H+] и [OH] в растворе, рН которого равен 2,35?
Решение: рН = lg[H+], 2,35 = lg[H+], lg[H+] = 2,35. Так как логарифм в данном случае является дробным числом, то для вычисления [H+] можно воспользоваться таблицей логарифмов. lg[H+] = ,65. Чтобы найти[H+], надо взять антилогарифм от числа ,65 и получим: [H+]= 0,0045 моль/л. Полученную величину удобнее выразить числом 4,5·103 моль/л. Это и есть искомая величина [H+]. Для вычисления [OH] воспользуемся ионным произведением воды: [OH]моль/л.
Задача 3. Вычисление рН сильного электролита с учётом коэффициента активности.
Чему равен рН 0,1М раствора H2SO4 ?
Решение: согласно условию задачи водородный показатель следует находить по активной концентрации (активности) ионов водорода: ра (Н+) = lg a (H+). Для вычисления активности ионов водорода нужно знать их истинную концентрацию и коэффициент активности : а (Н+) = [H+]·f (H+). В 0,1М растворе H2SO4 истинная концентрация ионов водорода равна: [H+] = См·2 = 0,2 моль/л. Коэффициент активности можно найти, зная ионную силу раствора . Последняя вычисляется по известной формуле:
где С1, С2, ...... , Сn молярные концентрации ионов,
Z1, Z2, ......, Zn заряды ионов.
В 0,1М растворе H2SO4 ионная сила будет равна:
.
По величине ионной силы находим коэффициент активности ионов водорода (см. приложение): f (H+) = 0,81.Вычисляем активность ионов водорода: а (Н+) = [H+]·f (H+) =
= 0,2·0,81 = 0,162 моль/л.
Вычисляем рН: ра (Н+) = lg а (Н+) = lg (1,62·101) = 1 lg1,62 = 10,204 = 0,79.
Задача 4. Вычисление рН раствора слабого электролита.
Чему равен рН 0,02н. СН3СООН, если = 0,05 ?
Решение: СН3СООН слабый электролит, на ионы диссоциирует только часть его молекул: СН3СООН СН3СОО + Н+.
Концентрацию ионов водорода в растворе слабой кислоты можно вычислить по одной из формул: [H+] = См· (где в долях единицы) или [H+] = .
В условии задачи дана степень диссоциации, поэтому воспользуемся первой формулой: [H+] = 0,02·0,05 = 0,001 моль/л. Вычислим рН: рН = lg[H+]= lg103 = 3.
Задача 5. Вычисление рН раствора слабого электролита
Чему равен рН 0,025М раствора NH3 ?
Решение: раствор NH3 представляет собой слабое основание: NH4OH NH4+ + OH .
Концентрацию гидроксид-ионов в растворе слабого основания можно вычислить по одной из формул : [OH] = См· (где в долях единицы) или [OH] = .
В условии задачи не даны ни степень диссоциации, ни константа диссоциации. Однако последнюю можно найти по справочнику (см. приложение) : К(NH4OH)= 1,8·105.
Воспользуемся второй формулой:
= 6,71·104 моль/л.
рОН = lg[OH] = lg (6,71·104 )= 4 lg 6,71 = 4 0,0826 = 3,17.
Задача 6. Вычисление рН смеси сильных электролитов.
Вычислите рН раствора, полученного при сливании 10 мл 0,1М раствора HNO3 с 20 мл 0,1М раствора КОН.
Решение: в случае приближённых расчётов можно не учитывать активность электролитов. Тогда рН смеси сильных электролитов будет определяться избытком ионов Н+ или ОН, оставшихся после реакции нейтрализации: Н+ + ОН Н2О.
Количество вещества HNO3 находится по формуле: (HNO3) = СМ·V= 0,1·10 =
= 1 ммоль = 103 моль, в котором (Н+) = (HNO3) = 103 моль.
Количество вещества щёлочи равно: (КОН) = 20·0,1 = 2 ммоль = 2·103 моль, в котором количество вещества (ОН ) = 2·103 моль.
Так как реакция нейтрализации идёт в стехиометрическом соотношении 1:1, то в избытке после нейтрализации остаются ОН-ионы: (ОН)=(2·103 1·103)=1·103 моль
Можно найти рОН этой смеси, рассчитав концентрацию ионов ОН по формуле:
[OH] = (OH)/V(л) = 1·103/(10 + 20)·103 = 0,033 = 3,3·102 моль/л.
рОН = lg [OH] = lg (3,3·102) = 2 lg 3,3 = 2 0,52 = 1,48.
1. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури. Что называют кислотой и основанием по этой теории? Приведите примеры.
2. Что такое амфолиты? Каковы их свойства? Приведите примеры.
3. Что такое ионное произведение воды?
4. Что характеризуют собой значения концентрации ионов водорода и водородного показателя? Назовите методы определения рН растворов.
5. Перечислите интервалы значений рН для биологических жидкостей.
Тема. Буферные системы
Содержание темы. Что такое буферные растворы? Их состав и классификация. Механизм буферного действия. Расчет рН буферных растворов. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха. Буферная емкость. Факторы, влияющие на ее величину. Буферные системы живого организма: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая, белковая. Их состав и механизм буферного действия. Биологическое значение. Щелочной резерв крови. Механизм совместного действия гемоглобиновой и гидрокарбонатной буферных систем организма. Кислотно-основное равновесие организма. Алкалоз и ацидоз.
Разделы, выносимые на самостоятельную проработку: кислотно-основное равновесие в организме (КЩР) и основные показатели КЩР (щелочной резерв крови, дефицит и избыток оснований, буферные основания). ЛББХ с. 155-160, СОХЖ с. 203-207.
Пример вопроса по этому материалу: укажите, какие показатели КЩР характеризуют следующие состояния организма: а) состояние нормы б) ацидоз в) алкалоз:
1) ВЕ 0; 2) Р(СО2) = 40 мм. рт. ст.; 3) ВЕ = 0; 4) рН плазмы крови = 7,38;
5) ВВ 42 ммоль/л; 6) [НСО3] = 30ммоль/л; 7) Р(СО2) = 35 мм.рт.ст.;
8) ВВ = 42 ммоль/л; 9) [НСО3] = 24 ммоль/л; 10) рН плазмы крови = 7,20
Показатели кислотно-основного (щелочного) равновесия, КЩР, в крови.
|
Показатель КЩР |
Название |
Значение в норме |
Изменения при патологии |
|
рН |
Водородный показатель |
7,40 ÷ 0,05 |
6,8 – 7,8 7,35 – 7,20 – ацидоз 7,45 – 7,50 – алкалоз |
|
рСО2 |
Парциальное давление СО2 над кровью (показатель СО2) Дыхательный компонент КЩР (респираторный) |
40 ÷ 5 мм.рт.ст., 5,3 ÷ 0,7 кПа |
10 ÷ 130 мм.рт.ст. 40 мм.рт.ст. (рН 7,4) дыхательный ацидоз 40 мм.рт.ст. (рН 7,4) дыхательный алкалоз |
|
[НСО3] |
Содержание гидрокарбоната в плазме крови |
24 ммоль/л |
Значение [НСО3] указывает на характер нарушения КЩР Дыхательный – незначительные изменения Метаболический – большие изменения |
|
Метаболические компоненты КЩР (не респираторные) |
|||
|
ВВ buffer base |
Содержание буферных оснований в плазме крови (состоит, в основном, из анионов НСО3- и анионов белка) ВВ = [НСО3] + [Pt-] =42 |
42 ммоль/л |
ВВ 42 метаболический ацидоз ВВ 42 метаболический алкалоз |
|
ВЕ base excess |
Избыток (или дефицит) буферных оснований в крови – разница между содержанием буферных оснований у пациента и значением ВВ в норме (42) ВЕ = 42 – ВВ |
0 ÷ 2,3 ммоль/л |
+30 ÷ -30 ммоль/л ВЕ 0 (рН 7,4) – метаболический ацидоз ВЕ 0 (рН 7,4) – метаболический алкалоз |
Домашнее задание для подготовки к занятию: а) ЕОХ с. 108 – 119, ЛББХ с. 151 – 160, СОХЖ с. 193 – 207; б) разберите примеры типовых задач 1 – 6; в) рассмотрите ситуационные задачи № 17, 26; г) письменно выполните следующие задания:
1. Используя следующие электролиты, составьте из них кислотные и основные буферные растворы: CH3COOH HClO4 NH4OH CH3COONa KClO4
HCOOH HNO3 H3BO3 HCOOK KHSiO3
H2CO3 H2SiO3 CsOH NaHCO3 NH4Cl
H2PO4 Mn(OH)2 K2HPO4 NaCl
2. Рассчитайте значение рН кислотного буферного раствора, составленного из равных объемов одинаковой концентрации растворов слабой кислоты и ее соли, если:
значения рКа кислоты а) 4,76; б) 8,17;
значения Ка кислоты а) 3,8 . 10-6 б) 5,3 . 10-7
3. Рассчитайте значение рН основного буферного раствора, составленного из равных объемов одинаковой концентрации растворов слабого основания и его соли, если:
значения рКа кислоты а) 4,75; б) 8,17;
значения Ка кислоты а) 5,8 . 10-9 б) 2,5 . 10-8
4. Вычислите рН буферной системы, состоящей из 80 мл 0,1 н раствора СН3СООН и 20 мл 0,1 н раствора СН3СООNa; К(СН3СООН) = 1,85 . 10-5. Приведите механизм буферного действия.
5. Вычислите рН буферной системы, содержащей 8 мл 0,1 н NH4OH и 2 мл 0,1 н NH4Cl; К(NH4OH) = 1,77 . 10-5. Приведите механизм буферного действия.
6. Рассчитайте величину кислотной буферной емкости, если при добавлении 3 мл раствора HCl с концентрацией 0,2 моль/л к 20 мл буферного раствора с рН = 4,9 его рН стал равным 4,3.
7. Рассчитайте, сколько мл 2 н раствора ацетата натрия надо прибавить к 200 мл раствора уксусной кислоты такой же концентрации, чтобы рН буферного раствора равнялся 4.
Пример билета тестового контроля:
I. Раствор какого вещества нужно добавить к водному раствору NH3, чтобы образовалась буферная система: 1) HCl 2) NaCl 3) NH4Cl 4) NaOH 5) HNO2 6) HNO3
II. Буферные свойства проявляют системы:
1)CH3COONa, CH3COOH 2) NaCl, HCl 3) H3PO4, NaH2PO4 4) HHb, Hb.
III. В эритроцитах тканевых капилляров избыточные протоны связываются:
1) HCO3 2) HPO42 3) Hb 4) HbO2 5) H2N – Pt – COO
IV. Вычислите и укажите рН гидрокарбонатной буферной системы (рКа Н2СО3 = 6,35) с соотношением компонентов донор протона: акцептор протона а) 1:1 б) 1:10 в) 10:1
1) 4,35 2) 5,34 3) 6,35 4) 8,35 5) 4,50 6) 7,35
V. В каких растворах основная буферная емкость больше кислотной?
HNO2 + NaNO2
1) 100 мл, 0,1 М + 100 мл, 0,1 М
2) 200 мл, 0,2 М + 200 мл, 0,1 М
3) 50 мл, 0,2М + 100 мл, 0,4 М
Задача 1. Составьте буферную систему, подобрав к данному компоненту Н3ВО3 сопряженную кислоту или основание. Приведите механизм буферного действия.
Решение. Буферными растворами называют водные растворы, способные сохранять практически постоянным значение рН в двух случаях:
а) при разбавлении;
б) при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи.
Буферные растворы состоят из двух компонентов:
а) слабого электролита – кислоты или основания
б) соли этого слабого электролита с сильным.
В зависимости от типа слабого электролита буферные растворы бывают кислотными (например, ацетатный ) и основными (например, аммиачный ).
Слабый электролит в растворе находится в основном в виде молекул, а соль – сильный электролит – в виде ионов:
|
Слабая кислота CH3COOH H+ + CH3COO CH3COONa Na+ + CH3COO- Сопряженное основание |
Слабое основание NH4OH NH4+ + OH NH4Cl NH4+ + Cl Сопряженная кислота |
Следовательно, компоненты буферного раствора являются сопряженной кислотно-основной парой, и тогда состав буферных растворов можно представить так:
кислотные буферные растворы:
1.слабая кислота (донор протона) CH3COOH
2.сопряженное основание (акцептор протона) CH3COO
основные буферные растворы:
1.слабое основание (акцептор протона) NH4OH или NH3·H2O
2.сопряженная кислота (донор протона) NH4+ NH4+
Данное вещество Н3ВО3 является слабой борной кислотой и может быть компонентом кислотной буферной системы (донором протона). Сопряженным основанием является Н2ВО3: H3BO3 H+ + H2BO3
слабая кислота сопряженное основание
Следовательно, буферный раствор имеет состав:
H3BO3 донор протона H3BO3
Н2ВО3 акцептор протона, или в молекулярном виде NaH2BO3
Механизм буферного действия сводится к кислотно-основному равновесию: взаимодействию бавляемых ионов Н+ или ОН , а одним из компонентов буферного раствора – акцептором Н+ или донором Н+ и образованием малодиссоциирующего электролита, не изменяющего рН раствора.
При добавлении сильной кислоты: Н+ + Н2ВО3 Н3ВО3
слабая кислота
Избыточные ионы водорода взаимодействуют с сопряженным основанием с образованием второго компонента буферного раствора – слабой борной кислоты. Это малодиссоциирующий электролит, в растворе преимущественно находится в виде молекул, поэтому концентрация протонов в растворе не увеличилась.
При добавлении щелочи: ОН + Н3ВО3 Н2О + Н2ВО3
слабый электролит
Избыточные гидроксид-ионы взаимодействуют с кислотой с образованием малодиссоциирующего электролита воды, т.е. связываются. Кроме того, образуется второй компонент буферного раствора – сопряженное основание, которое также не изменяет величину рН раствора.
Задача 2. Рассчитайте значение рН кислотного буферного раствора, полученного сливанием 800 мл уксусной кислоты с концентрацией 0,25 моль/л и 300 мл раствора натрий ацетата с концентрацией 0,5 моль/л, если рК(СН3СООН) = 4,76.
Решение: математическая зависимость величины рН кислотного буферного раствора от константы диссоциации слабой кислоты (вернее, показателя рКа) и концентрации компонентов буферного раствора выражается уравнением Гендерсона-Гассельбаха:
[кислота]
рН = рКа – lg
[соль]
[кислота] = , моль/л [соль] = , моль/л
После подстановки расчетная формула приобретает вид:
Ответ: рН ацетатного буферного раствора равен 4,65; рН<7, среда кислая.
Задача 3. Рассчитайте значение рН основного буферного раствора, составленного из 500 мл раствора NH4OH c конецнтрацией 0,2 моль/л и 200 мл раствора NH4Cl с концентрацией 0,5 моль/л. рКа (NH4OH) = 4,75. Напишите механизм действия этого буферного раствора.
Решение: основной буферный раствор имеет следующий состав:
|
в ионном виде слабое основание, акцептор Н+ NH4OH сопряженная кислота, донор Н+ NH4+ |
в молекулярном виде NH4OH NH4Cl |
В таком буферном растворе среда щелочная. Значение рН буферного раствора зависит от диссоциации слабого основания:
NH4OH NH4+ + ОН
основание сопряженная щелочная среда
кислота
Концентрация ионов NH4+ определяется концентрацией соли, являющейся сильным электролитом: NH4Cl NH4+ + Cl.
Тогда величину рН этого буферного раствора при 298 К можно рассчитать, зная значение константы диссоциации основания NH4OH (или рКа) и концентрации комопнентов в растворе с учетом того, что рН = 14 – рОН, по уравнению:
Подставляем в него данные задачи:
Ответ: рН = 9,25; рН>7, среда щелочная.
Механизм действия этого аммиачного буферного раствора:
1. При добавлении кислоты: 2.При добавлении щелочи:
H+ + NH4OH → H2O + NH4+ OH + NH4+ → NH4OH
слабый электролит слабый электролит
Задача 4. Рассчитайте, какой объем раствора уксусной кислоты и натрий ацетата с концентрациями соответственно 0,1 моль/л и 0,2 моль/л необходимо взять, чтобы приготовить 500 мл буферного раствора с рН = 4; рК (СН3СООН) = 4,76.
Решение: записываем уравнение для расчета рН буферного раствора:
Обозначим через х объем раствора соли, тогда Vкислоты = (500 х). Подставим эти значения и данные задачи в уравнение:
Vc = 47,2 мл; Vк = 500 47,2 = 452,8 мл.
Ответ: для приготовления буферного раствора нужно взять 47,2 мл раствора натрия ацетата и 452,8 мл раствора уксусной кислоты.
Задача 5. Приготовлены два ацетатаных буферных раствора из растворов СН3СООН и СН3СООNa одинаковой концентрации и следующих объемных соотношениях:
В каком растворе кислотная буферная емкость больше? Рассчитайте в нем величину кислотной буферной емкости, если при добавлении 5 мл раствора HCl с концентрацией 0,2 моль/л к 25 мл буферного раствора наблюдается сдвиг рН = 1,5 ед.
Решение: при добавлении сильных кислот или оснований к буферному раствору компоненты буферного раствора расходуются на их связывание. Поэтому способность буферного раствора сохранять постоянное значение рН ограничена и количественно характеризуется буферной емкостью.
Различают буферную емкость по кислоте и по основанию. Буферная емкость измеряется числом молей эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которое надо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить величину его рН на единицу. По отношению к кислоте буферная емкость рассчитывается по уравнению:
где Сн (кислоты) и V(кислоты) – нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) и объем добавленной сильной кислоты (СК·VК = nЭ);
рН – сдвиг рН буферного раствора, вызванный добавлением сильной кислоты (щелочи);
VБР – исходный объем буферного раствора.
Аналогично рассчитывается буферная емкость по основанию.
Буферная емкость зависит от концентрации компонентов буферного раствора и их соотношения. Чем выше концентрация сопряженного основания акцептора протонов, тем выше кислотная буферная емкость. Максимальная буферная емкость достигается при равенстве концентраций компонентов, т.к. ВК=ВЩ
Кислотная буферная емкость выше в том буферном растворе, где выше концентрация акцептора протонов, образующего с протонами добавляемой сильной кислоты слабый электролит, т.е. в растворе №1.
Подставим данные задачи в приведенное уравнение по расчету буферной емкости:
Ответ: Кислотная буферная емкость выше в растворе 1 и составляет 0,0267 моль/л.
Задача 6. Напишите состав и механизм действия белкового буферного раствора.
Решение: молекулы белков образованы -аминокислотами. Они относятся к амфолитным буферным системам, т.к. содержат группы с кислотными свойствами (доноры протона): СООН, NH3+ и с основными свойствами (акцепторы протона) –СОО, NH2. В водном растворе белки, как и -аминокислоты, в зависимости от рН среды могут находиться в виде нейтральных молекул, имеющих биполярное строение, в виде катионов или анионов.
|
+Н+ NH3+-Pt-COOH Катион рН<рJ |
NH3+-Pt-COO Нейтральная молекула pH = рJ |
+ОН H2N-Pt-COO анион pH>рJ |
Значение рН, при котором белки (или -АК) находятся только в виде нейтральных молекул (когда суммарный заряд равен нулю), называется изоэлектрической точкой и обозначается pJ или ИЭТ.
Белковые буферные системы делятся на кислотные и основные. В тех и других системах роль сопряженного основания или кислоты играет биполярная молекула. Тогда их состав и механизм буферного действия можно записать так.
Кислотная белковая буферная система (действует в кислой среде)
слабая кислота - донор Н+ : NH3+-Pt-COOH
сопряженное основание – акцептор Н+ : NH3+-Pt-COO
а) при действии кислоты:
H+ + NH3+-Pt-COO H3N+-Pt-COOH слабая кислота
б) при действии щелочи:
OH + NH3+-Pt-COOH H2O + NH3+-Pt-COO
Основная белковая буферная система (действует в щелочной среде) имеет состав:
H2N-Pt-COO слабое основание донор Н+
H3N+-Pt-COO сопряженная кислота – акцептор Н+
Сохранение рН в таком буферном растворе обеспечивается следующими реакциями:
H+ + H2N- Pt-COO H3N+-Pt-COO
OH + H3N+-Pt-COO H2N-Pt-COO
Контрольные вопросы для самопроверки
4. Что такое буферная емкость и от чего она зависит?
5. Приведите состав буферных систем крови и дайте сравнительную характеристику их буферной мощности.
6. Что такое щелочной резерв крови? Чем он определяется и как оценивается?
7. Объясните механизм совместного действия гидрокарбонатной и гемоглобиновой буферных систем в эритроцитах а) тканевых капилляров; б) легочных капилляров.
Чем вызвана необходимость буферного действия в том и другом случае?
8. Что такое кислотно-основное равновесие организма (или кислотно-щелочное, КЩР)? Какие последствия может вызвать его нарушение?
Тема. Гетерогенные равновесия и процессы.
Константа (произведение) растворимости (ПР)
Содержание темы. Гетерогенные равновесия и процессы. Реакции осаждения и растворения. Константа (произведение) растворимости. Условия образования и растворения осадков.
Домашнее задание для подготовки к занятию: СОХЖ с. 266-273, 275-282, ЕОХ с. 129-131. Разберите примеры 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 и ГХЗ примеры 1, 2, 4 гл. VII.
Письменно выполните задания
1. В 100мл насыщенного раствора сульфата бария при комнатной температуре содержится 2.4·104 г BaSO4. Найти ПР(BaSO4). (Ответ: 1.1·1010).
2. В 1мл раствора сульфата бария содержится 0.001мг ионов Ва2+. Является ли раствор насыщенным? (ПР(BaSO4) = 1.1·1010) (Ответ: не является.)
3. Найдите растворимость следующих соединений (в моль/л и г/л):
а) хромата бария, ПР(BaCrO4) = 2.4·1010 Ответы: а) 1.55·105 моль/л; 0.004г/л
б) сульфида свинца, ПР(PbS) = 1·1029 в) 3.2·1015 моль/л; .6·1013г/л
г) хромата серебра, ПР(Ag2CrO4) = 4.05·1012 г) 104 моль/л; 0.03г/л
д) гидроксида марганца(II), ПР(Mn(OH)2) = 4.0·1014 д) 2.15·105 моль/л; 0.002
4. Какое количество (в мг) серебра содержится в 100мл насыщенного раствора AgCl? (ПР(AgCl) = 1.6·1010) (Ответ: 0.14мг)
5. Объясните, пользуясь правилом произведения растворимости, растворение карбоната бария и сульфида цинка в соляной кислоте. Почему сульфид цинка не растворяется в уксусной кислоте?
6. Пользуясь величинами произведений растворимости, объясните, почему сульфид марганца (II) растворяется в разбавленной серной кислоте, а сульфид меди – нет.
7. Какое количество (в граммах) СаСО3 растворяется в 1л чистой воды? (ПР(СаСО3)=4.8·109). (Ответ: 6.9·103 г/л).
8. Раствор хлорида кальция содержит 0.1мг CaCl2 в 1мл. К данному раствору прибавили равные объемы: 1) 0.01М раствора Na2SO4, ПР(CaSO4)=6.3·105; 2) 0.01М раствора Na2CO3, ПР(СаСО3)=4.8·109; 3) 0.01М раствора Na2C2O4, ПР(СаС2О4)=2.6·109.
Установите путем вычисления, в каких случаях появится осадок. (Считать, что все соли диссоциируют полностью). (Ответ: Осадок появится во 2) и 3) случаях).
9. Выпадает ли осадок, если слить равные объемы растворов 0.02М FeCl2 и 0.0002М (NH4)2S? ПР(FeS)=3.7·1019 (степень диссоциации электролитов в растворах равна 100%) (Ответ: выпадает).
10. Найдите минимальную концентрацию ионов ОН, необходимую для осаждения Fe(OH)3 из раствора FeCl3 концентрации 0.1моль/л. ПР(Fe(OH)3)=4·1038 (Ответ: 1.59·1012 моль/л).
11. Выпадает ли осадок сульфата кальция, если к 0.01М Са(NO3)2 прибавить такой же объем 0.01М H2SO4? Степень диссоциации этих электролитов равна 90%. (ПР(CaSO4)=6.1·105) (Ответ: не выпадает).
Факультативно. Решите задачи ГХЗ 1981: № 552,553,561; 1985: 559,560,568.
Решите ситуационные задачи: № 23,35.
Пример билета контрольной работы.
Произойдет ли осаждение сульфида свинца(II), если к 1 л 0,1 М Pb(NO3)2 прибавить такой же объем 0,01 М Na2S, если (Pb(NO3)2) = 85%, (Na2S) = 90%, ПРPbS = 1· 1027 ?
Примеры решения типовых задач
Растворимость вещества определяется концентрацией насыщенного при данной температуре его раствора, которая может быть выражена в любых единицах.
Многие электролиты обладают ограниченной растворимостью в воде. На практике часто встречаются гетерогенные системы, в которых осадок малорастворимого электролита находится в равновесии с насыщенным раствором этого электролита. Такое равновесие называют гетерогенным:
осаждение
AmBn mAn+ + nBm
осадок растворение раствор
Константа равновесия гетерогенного процесса определяется только произведением концентраций ионов в растворе и не зависит от концентрации твердого компонента: КS = [An+]m·[Bm]n = ПР(AmBn)
Произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита (в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам) при данной температуре есть величина постоянная; ее называют произведением растворимости (ПР). В более строгих расчетах заменяется произведением активностей.
Произведение растворимости (ПР) константа, которой приходится часто пользоваться для решения многих практических вопросов.
Задача 1. Выбор осадителя для отделения того или иного иона
Исходя из величин ПР, скажите, какой осадитель лучше выбрать: (NH4)2SO4 , (NH4)2CO3 или (NH4)2C2O4 для наиболее полного осаждения из раствора иона Ва2+?
Решение: осадитель подбирается таким образом, чтобы ПР осаждаемого вещества было наименьшим (т.е. осаждаемое вещество должно иметь наименьшую растворимость).
Сравним ПР сульфата, карбоната и оксалата бария: ПР(ВaSO4)=1.1·1010; ПР(ВаСО3) = = 4.0·1010; ПР(ВаС2О4)=1.1·107.
Как видим, наименьшую величину ПР имеет сульфат бария(1.1·1010). Следовательно, для более полного осаждения ионов Ва2+следует взять осадитель(NH4)2SO4.
Примечание. По величине ПР можно сравнивать растворимость веществ только с одинаковыми числами n и m, т.е. образующих одинаковое число ионов.
Вычислите ПР(AgCl), если известно, что 1л его насыщенного раствора при 20С содержит 0.0016г AgCl.
Решение: чтобы вычислить ПР труднорастворимого электролита, нужно найти его растворимость (моль/л). Молярная масса М(AgCl)=143.3г/моль, следовательно, молярная концентрация AgCl равна: С(AgCl) = m(AgCl) = 0.0016 = 1.12·105 моль/л
M·Vр-ра 143.31
Растворенная часть AgCl находится в растворе в виде ионов: AgClp Ag+р + Clр
Из уравнения диссоциации видим, что 1 моль AgCl дает 1 моль ионов Ag+ и 1 моль ионов Cl, следовательно: [AgCl]p = [Ag+] = [Cl] = 1.12·105 моль/л, а произведение концентраций ионов в насыщенном растворе и есть произведение растворимости, т.е. ПР(AgCl) = [Ag+]·[Cl] = 1.12·105 1.12·105 = 1.12·1010
Задача 3 Вычисление растворимости по величине произведения растворимости
Произведение растворимости BaSO4 при 25С равно 1.1·1010. Вычислите его растворимость при той же температуре (в г/л).
Решение: обозначим растворимость BaSO4 (моль/л) через х. Но весь растворенный BaSO4 находится в виде ионов, и каждая молекула дает при диссоциации 1 ион Ва2+
и 1 ион SO42: BaSO4 p Ba2+ + SO42
x моль/л х моль/л х моль/л
[BaSO4]p = [Ba2+] = [SO42] = x; ПР(BaSO4) = [Ba2+]·[SO42] = 1.1·1010
Подставляя в выражение ПР концентрации ионов, выраженные через х, получим:
х2 = 1.1·1010, х = 1.1·1010 = 1.06·105 (моль/л)
Следовательно, и [BaSO4]p = 1.06·105 моль/л. Для перевода молярной концентрации BaSO4 в г/л, воспользуемся формулой: m(BaSO4) = ·M(BaSO4) и получим: [BaSO4]=1.06·105·233 = 2.47·103 г/л (где 233г/моль=М(BaSO4)).
Задача 4. Образование осадка
Рассчитайте, выпадает ли осадок CaSO4 при смешивании равных объемов 0.02М раствора CaCl2 и 0.2М раствора Na2SO4 . ПР(CaSO4) = 6.3·105
Решение: согласно общему принципу Ле Шателье, гетерогенное равновесие
AmBn тв mAn+р-р + nBmр-р можно сместить влево в сторону осаждения, увеличив концентрацию ионов в растворе. И наоборот, равновесие сместится вправо, в сторону растворения осадка, при уменьшении концентрации ионов в растворе. Осадок труднорастворимого соединения при смешивании растворов двух электролитов может образоваться только в том случае, когда произведение концентраций встретившихся в растворе ионов(“ионное произведение”) превысит величину произведения растворимости.
При сливании равных объемов двух солей объем полученной смеси в 2 раза больше, чем объем каждого из взятых растворов, следовательно, и концентрация каждой из солей уменьшится в 2 раза. После смешения будем иметь: [CaCl2]= 0.01моль/л; [Na2SO4]= = 0.1моль/л Считая, что соли полностью диссоциированы:
CaCl2 Ca2+ + 2Cl ; Na2SO4 2Na+ + SO42
можем записать: [Ca2+] = 0.01моль/л; [SO42] = 0.1моль/л. Находим ионное произведение: [Ca2+]·[SO42] = 0.01 0.1 = 1·103 . Ионное произведение, как видим из расчетов, больше, чем ПР(CaSO4), т.е. 1·103 > 6.3·105. Следовательно, осадок образуется.
Задача 5. Выпадает ли осадок CaCrO4 при смешивании 10мл 0.1М раствора CaCl2 и 5мл 0.05М раствора K2CrO4?
Решение: найдем концентрацию каждого из веществ после смешивания растворов. Для этого первоначальную концентрацию умножаем на степень разбавления данной соли: [CaCl2] = = = 6.7·103 моль/л
[K2CrO4] = = 1.7·102 моль/л
Считая диссоциацию полной: CaCl2 Ca2+ + 2Cl ; K2CrO4 2K+ + CrO42
можно записать: [Ca2+]=6.7·103моль/л, [CrO42]=1.7·102моль/л.
Найдем ионное произведение: [Ca2+]·[CrO42] = 6.7·103 1.7·102 = 1.14·104 .
Сравнивая ионное произведение с ПР(CaCrO4), видим, что ионное произведение меньше, чем ПР(CaCrO4): 1.14·104 < 7.1·104 .
Делаем вывод: осадок выпасть не может, т.к. полученный после смешивания раствор будет ненасыщенным относительно хромата кальция.
Задача 6. Объясните, почему а) CaCO3 растворяется в HСl, б) почему CaSO4 в кислотах не растворяется?
Решение. Растворение осадка. Чтобы растворить осадок, нужно каким-то образом уменьшить произведение концентраций ионов (“ионное произведение”) в растворе. Это можно сделать, связывая хотя бы один из ионов, посылаемых в раствор осадком, или в малодиссоцирующее соединение, или в комплексное соединение, или изменяя степень окисления данного иона, или другим путем.
Образование слабодиссоциирующего соединения.
а) в насыщенном растворе СаСО3 устанавливается равновесие между твердой фазой СаСО3 тв и ионами Са2+ и СО32 : СаСО3 тв Са2+р + СО32р (1)
Ионы водорода прибавленной кислоты HСl будут связывать карбонат-ионы (СО32) в слабодиссоциирующую угольную кислоту: СО32 + 2Н+ Н2СО3 Н2О+СО2 (2),
в результате ионное произведение(произведение концентраций ионов Са2+ и СО32) станет меньше, чем ПР(СаСО3). Это, в свою очередь, вызовет смещение равновесия (1) вправо, т.е. осадок СаСО3 будет растворяться.
б) Сульфат кальция в кислотах не растворяется, т.к. эта соль образована сильной серной кислотой. Введенные с соляной кислотой ионы водорода не могут связать анионы SO42 ; CaSO4 тв Са2+р + SO42p ; HCl Cl + H+
Равновесие между твердой фазой CaSO4 и ионами Са2+ и SO42 нарушаться не будет, поэтому осадок не растворяется.
Вывод. Труднорастворимые в воде соли слабых кислот растворяются в сильных кислотах, а соли сильных кислот в кислотах не растворяются.
Задача 7. Объясните растворение PbI2 в водном растворе KI.
Решение. Образование комплексного иона. Ион Pb2+, посылаемый в раствор осадком PbI2, согласно уравнению: PbI2 тв Pb2+р + 2Iр (3),
связывается ионами иода в устойчивый комплексный ион [PbI4]2, в результате концентрация ионов Pb2+ в растворе уменьшается, уменьшается и ионное произведение, что приводит к смещению равновесия (3) между твердой фазой PbI2 и ионами вправо. Осадок PbI2 растворяется.
Контрольные вопросы для самопроверки.
1. Какую систему называют гетерогенной? Какое равновесие называют гетерогенным?
2. Имеется гетерогенное равновесие: АВ А+ + В
осадок ионы в растворе
Как называются прямая и обратная реакции?
3. Какая постоянная величина характеризует состояние гетерогенного равновесия: твердая фаза ионы в растворе?
4. Дайте определение понятия “Константа(произведение) растворимости”.
5. Напишите математическое выражение ПР для следующих веществ:
AgCl, PbCl2, CaSO4, HgI2, Ca3(PO4)2.
6. Определите, какой сульфат менее растворим в воде при 25С, если ПР имеют следующие значения: ПР(CaSO4)= 6.1·105 ; ПР(BaSO4) = 1.1·1010
7. Для гетерогенного равновесия: AgClтв Ag+р + Clр укажите, какому раствору (насыщенному, ненасыщенному, пересыщенному) соответствует каждый из трех случаев [Ag+]·[Cl] > ПР; [Ag+]·[Cl] < ПР; [Ag+]·[Cl] = ПР.
8. Как оценить, пользуясь правилом ПР, в каких случаях при сливании растворов осадок образуется, а в каких – нет?
9. Рассчитайте, выпадет ли осадок AgCl при сливании равных объемов: 0.02М раствора NaCl и 0.2М раствора AgNO3 , если ПР(AgCl) = 1.6·1010 .
10. Каковы условия растворения осадков? Объясните, почему ВаСО3 легко растворяется в HСl, а BaSO4 не растворяется.
Тема: Окислительно-восстановительные процессы.
Содержание темы: Сопряжённые ОВ пары. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. ОВ и электродные потенциалы. Механизм их возникновения, зависимость их от различных факторов. Уравнения НернстаПетерса. Прогнозирование направления ОВ-процесса по величинам ОВ-потенциалов. Диффузный и мембранный потенциалы. Медико-биологическое значение ОВ-процессов.
Разделы, выносимые на самостоятельную проработку: Степень окисления и ее определение. Окислительно-восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Окислители и восстановители. Окислительновосстановительная двойственность.
Домашнее задание для подготовки к занятию. СОХЖ с. 208-215, ЕОХ с. 131-139. Разберите примеры 1-6 из ГЗХ примеры 1, 2, 3, гл. VIII, 6.
Письменно выполните задания.
К занятию №1
1. Определите степени окисления выделенных элементов:
а) NH3 ; б) Р4 ; в) Cr2O72 ; г) SO42 .
2. Среди перечисленных укажите а) восстановители, б) с окислительно-восстанови-тельной двойственностью, в) окислители:
Mn ; Fe2+ ; ClO3 ; NO3- ; PbO2 ; K2MnO4 ; NaJ.
3. Окисление или восстановление происходит при переходах:
а) SO42 ® SO32 б) NO3 ® NO в) JO3- ® J- г) H2O2 H2O ?
4. Имеются две взаимодействующие ОВ-пары. Установите окислитель и восстановитель и составьте уравнение реакции в ионном виде:
a) H2O2 + 2H+ + 2e ® 2H2O j10 = 1,78 В
Fe3+ + e ® Fe2+ j20 = 0,77 В
б) MnO4 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 10 = 1,51 B
O2 + 2H+ + 2e H2O2 20 = 0,68 B
5. Определите окислитель, восстановитель, направление ОВ реакции и расставьте коэффициенты:
а) HNO3 + S ↔ NO + H2SO4 б) CuS + H2O2 + HCl ↔ CuCl2 + S + H2O
К занятию №2
1. Определите окислитель, восстановитель, направление ОВ реакции и расставьте коэффициенты:
а) NaBr + MnO2 + H2SO4 ↔ Na2SO4 + MnSO4 + Br2 + H2O
б) FeSO4 + KClO3 + H2SO4 ↔ KCl + Fe2(SO4)3 + H2O
2. Какой из окислителей: MnO2 , PbO2 , K2Cr2O7 является наиболее эффективным по отношению к HCl при получении Cl2?
3. Можно ли использовать KMnO4 в кислой среде в качестве окислителя в следующих процессах при стандартных условиях:
а) HNO2 + H2O 2e = NO3 + 3H+; б) 2H2O 2e = H2O2 + 2H+; в) H2S 2e = S + 2H+
4. Можно ли при стандартных условиях окислить хлорид водорода до Cl2 с помощью серной кислоты? Ответ подтвердите расчетом G298 .
Разберите ситуационные задачи № 16, 17, 28.
Факультативно. Решите задачи ГХЗ, 1987 №608, 609,610,611,674,677.
Пример билета тестового контроля.
1) КМnО4 K2МnО4 ; 2) Сl2 НClO3 ; 3) НNО3 NO ; 4) Р Н2РО4 ?
1) 2) 3) 4)
ClO3 + 3Н2О + 6e Cl + 6ОН 0 = +0,63 B
Н2О2 + 2Н+ + 2e 2Н2О 0 = +1,78 B
Укажите: 1) окислитель; 2) восстановитель; 3) величину ЭДС.
Определите окислитель и направление ОВ реакции:
1) Fe2+, вправо; 2) JO3 , вправо;
3) J2 , влево; 4) Fe3+ , влево.
1) H2O2 2) HNO3 3) KМnO4 в кислой среде
Примеры решения типовых задач.
Задача 1. Определите степени окисления азота в следующих соединениях и ионах:
а) NH4+ ; б) N2 ; в) NO3 ; г) NH4NO3 .
Решение.Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:
1) степени окисления элементов в простых веществах равны нулю;
2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю;
3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы второй группы, цинк и кадмий (+2);
4) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочно-земельных металлов (NaH, CaH2 и т. п.); щелочно-земельными являются кальций, стронций, барий и радий;
5) степень окисления кислорода в соединениях равна (2), за исключением пероксидов (1), супероксидов (1/2) и фторида кислорода OF2 (+2);
6) металлы в соединениях проявляют только положительную степень окисления.
Исходя из вышесказанного, решаем задачу так.
а) Обозначим степень окисления азота “Х”, степень окисления водорода +1, сумма всех зарядов в ионе NH4+ равна +1. Составим уравнение: Х + 4(+1) = +1 Х = 3.
б) В молекуле N2 степень окисления азота равна 0, т. к. молекула состоит из двух одинаковых (электронейтральных) атомов и смещения электронной плотности не происходит.
в) В NO3 -ионе кислород является более электроотрицательным атомом и его степень окисления равна 2. Составим уравнение: Х + 3(2) = 1 Х = +5.
г) Следует иметь в виду, что степень окисления азота в нитрат-ионе равна +5 независимо от того, в каком соединении находится этот нитрат-ион. Значит для молекулы NH4NO3 можно составить уравнение: Х + 4(+1) + 5 + 3(2) = 0 Х = 3.
Задача 2. Какие из перечисленных веществ и ионов и за счет каких элементов проявляют обычно окислительные свойства и какие восстановительные? Укажите те из них, которые обладают окислительно-восстановительной двойственностью:
Al3+ ; Sn2+ ; Cl ; VO3 ; H2S ; SO2 ; KMnO4 .
Решение. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, т. к. их атомы способны лишь принимать электроны. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой находится элемент.
Это ванадий в степени окисления +5 (VO3),марганец +7 (KMnO4), алюминий +3 (Al3+).
Отрицательную степень окисления проявляют неметаллы, её вычисляют по формуле (8 N), где N номер группы периодической системы, в которой находится элемент.
Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, их атомы отдают электроны: сера в степени окисления 2 (H2S), хлор 1 (Cl).
Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительновосстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны: это олово +2 (Sn2+), сера +4 (SO2).
Задача 3. Окисление или восстановление происходит при переходах:
а) FeSO4 Fe2(SO4)3 б) NH3 NO в) ClO3 Cl ?
Решение. При окислении отдаче отрицательно заряженных электронов степень окисления повышается; при восстановлении присоединении электронов степень окисления понижается, поэтому а) Fe2+ е Fe3+ окисление, б) N3 5е N+2 окисление, в) Cl+5 + 6е Cl восстановление.
Задача 4. Имеются две взаимодействующие ОВ-пары. Установите окислитель и восстановитель и составьте уравнение реакции в ионном виде :
Cr2O72 + 14H+ + 6e 2Cr 3+ + 7H2O 10 = 1,33 В
Sn4+ + 2e Sn2+ 20 = 0,15 В
Решение. Количественной мерой окислительных и восстановительных свойств веществ в водных растворах является величина стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Их значения в таблицах стандартных ОВ-потенциалов приведены для сопряженных ОВ-пар (полуреакций) с учетом характера водной среды. Полуреакция всегда записывается в сторону восстановления, от окисленной формы (ОФ) к восстановленной форме (ВФ): ОФ + n ВФ
Чем выше значение ОВ-потенциала, тем более сильным окислителем является ОФ сопряженной ОВ-пары, т.е. тем выше способность ОФ принимать электроны, и наоборот, чем меньше значение 0 , тем более сильным восстановителем является ВФ сопряженной ОВ-пары, ее способность отдавать электроны.
Окислительно-восстановительная реакция всегда идет между сильным окислителем и сильным восстановителем в сторону образования слабого окислителя и слабого восстановителя.
В приведенных полуреакциях :
ОФ ВФ
1 Cr2O72 + 14H+ + 6e 2Cr 3+ + 7H2O 10 = 1,33 В
окислитель
3 Sn4+ + 2e Sn2+ 20 = 0,15 В
восстановитель
а) окислителем является окисленная форма (ОФ) первой сопряженной пары с более высоким значением потенциала (10 > 20), т.е. ион Cr2O72 ;
б) восстановителем является восстановленная форма (ВФ) другой сопряженной пары, с меньшим значением потенциала, т.е. ион Sn2+ ;
в) реакция идет между сильным окислителем Cr2O72 и сильным восстановителем Sn2+ ;
г) при составлении уравнения ОВ-реакции из данных сопряженных пар окислитель и восстановитель записываются вместе с компонентами их водной среды ;
д) количество электронов, отданных восстановителем, должно равняться количеству электронов, принятых окислителем, т.е. уравнение второй полуреакции нужно умножить на 3.
Ответ. Уравнение в ионно-молекулярной форме будет иметь вид :
Sn2+ + Cr2O72 + 14H+ Sn4+ + 2Cr 3+ + 7H2O
Задача 5. Определение направления окислительно-восстановительной реакции по значению ОВ-потенциалов реагирующих веществ.
Установите, в каком направлении возможно протекание ОВ-реакции :
SnCl4 + 2FeCl2 = SnCl2 + 2FeCl3
Решение. а) запишем уравнение в ионно-молекулярной форме :
Sn 4+ + Fe 2+ Sn 2+ + Fe 3+
б) выпишем из таблицы сопряженные ОВ-пары (полуреакции) и значения стандартных ОВ-потенциалов электрохимических систем, участвующих в реакции :
ОФ ВФ
2 Fe 3+ + e Fe 2+ 10 = 0,77 В
окислитель
1 Sn 4+ + 2e Sn 2+ 20 = 0,15 В
восстановитель
Способ 2 . а) Для определения направления ОВ-реакции можно воспользоваться значением ЭДС гальванического элемента, составленного из окислителя и восстановителя, вступающих в реакцию. Условиями протекания прямой реакции является положительное значение ЭДС : ЭДС = ок восст , ЭДС > 0
б) В данную ОВ-реакцию
Sn 4+ + Fe 2+ Sn 2+ + Fe 3+ вступают окислитель Sn 4+ и восстановитель Fe 2+.
Рассчитаем значение ЭДС этой реакции: ЭДС = 0,15 В 0,77 В = 0,62 В.
Ответ: ЭДС < 0. Прямая реакция невозможна. Реакция идёт в обратном направлении.
в) Поскольку 10 > 20, окислителем является окисленная форма (ОФ) первой ОВ-пары, т.е. Fe 3+, а восстановителем восстановленная форма (ВФ) другой пары, т.е. Sn 2+.
г) Рассматриваемая реакция протекает в обратном направлении, справа налево :
2FeCl3 + SnCl2 2FeCl2 + SnCl4 .
Задача 6. Используя справочные данные для стандартных условий, определите, какой из галогенид-ионов (Cl, Br, I) может быть в кислой среде переведен в дигалоген (Cl2, Br2, I2) с помощью K2Cr2O7 ? Составьте уравнения происходящих ОВ-реакций.
Решение. Способ 1. а) Найдем окислитель в данном примере. Им является Cr2O72.
б) Выпишем из таблицы полуреакцию его восстановления в кислой среде и значение стандартного ОВ-потенциала этого процесса:
Cr2O72 + 14Н+ + 6е Cr 3+ + 7H2O 10 = 1,33 В.
в) Превращения галогенид-ионов в молекулы Cl2, Br2, I2 являются процессами окисления, в которых галогенид-ионы восстановители. Выпишем из таблицы эти полуреакции и соответствующие им значения ОВ-потенциалов. При этом учтем, что сопряженные пары в таблицах записаны, начиная с окисленной формы, в сторону восстановления : ОФ ВФ
Cl2 + 2e 2Cl 10 = 1,36 В
Br2 + 2e 2Br 20 = 1,07 В
I2 + 2e 2I 30 = 0,54 В
г) Окислитель, Cr2O72 может окислить только те галогенид-ионы, потенциалы которых меньше 1,33 в, т.е. ионы Br и I .
д) Уравнение ОВ-реакции из этих сопряженных пар составляют следующим образом:
1 Cr2O72 + 14Н+ + 6е Cr 3+ + 7H2O
окислитель
3 Br2 + 2e 2Br
восстановитель
Cr2O72 + 14Н+ + 6Br Cr 3+ + 7H2O + 3Br2 .
Способ 2. Для определения направления ОВ-процесса можно воспользоваться значением ЭДС гальванического элемента, образованного данным окислителем, Cr2O72 и данным восстановителем галогенид-ионом. Реакция возможна, если ЭДС положительна. Рассчитаем значения ЭДС реакций окисления галогенид-ионов дихромат-ионом:
ЭДС1 = 1,33 1,36 = 0,03 В ЭДС < 0
ЭДС2 = 1,33 1,07 = 0,26 В ЭДС > 0
ЭДС3 = 1,33 0,54 = 0,79 В ЭДС > 0
Ответ : K2Cr2O7 может быть окислителем для процессов : 2Br Br2 и 2I J2 .
Задача 7. Можно ли приготовить водный раствор, содержащий одновременно следующие вещества: а) перманганат калия и сульфит калия, б) перманганат калия и сульфат калия? Ответ подтвердите уравнением ОВ-реакции.
Решение.а) перманганат-ион (MnO4 ) является только окислителем, т.к. содержит Мn в высшей положительной степени окисления +7 и в нейтральной среде восстанавливается : MnO4 + 2H2O + 3e MnO2 + 4OH 10 = +0,60 B
Сульфит-ион (SO32 ) проявляет двойственные ОВ-свойства и может окисляться перманганат-ионом, если ОВ-потенциал полуреакции, в которой он является продуктом, будет иметь меньшее значение:
SO42 + H2O + 2e SO32 + 2OH 20 = 0,94 B
Так как 10 > 20 , то SO32 может окисляться ионом MnO4 в водном растворе
Ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид
MnO4 + 2H2O + 3e MnO2 + 4OH 2
SO32 + 2OH + 2e SO42 + H2O 3
2MnO4 + 3SO32 + H2O 2MnO2 + 3SO42 + 2OH
В молекулярной форме:
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
б) как указано в примере а), KMnO4 может быть только окислителем,но и SO42 -ион содержит серу в высшей положительной степени окисления +6, поэтому может быть только окислителем. Два окислителя могут находиться в водном растворе одновременно, без химического взаимодействия.
Контрольные вопросы для самопроверки.
1. Что называют ОФ и ВФ вещества? Как различаются они по значению степени окисления элемента и за счет каких процессов происходит их взаимное превращение?
2. Что называется сопряженной ОВ-парой и сколько их участвует в ОВреакциях?
3. В чем сущность метода полуреакций расстановки коэффициентов в ОВ-реакциях?
4. Количественная характеристика ОВ-активности веществ. Стандартный ОВпотенциал. Как он измеряется?
5. Факторы, влияющие на ОВ-потенциал. Уравнение Нернста. ЭДС ОВ-реакции.
11. ОВ-потенциал каких систем называют электродным потенциалом? В какой последовательности принято располагать стандартные электродные потенциалы?
12. Что такое гальванический элемент? Устройство водородного электрода.
14. Как можно оценить возможность самопроизвольного протекания ОВ-реакций?
15. Что такое диффузный и мембранный потенциалы, их биологическое значение?
16. ОВ-реакции, происходящие в живых организмах. Их роль в процессах обмена.
17. Приведите примеры оксидиметрических определений в практике клинических и санитарно-гигиенических исследований, укажите ОВ-реакции, лежащие в их основе.
Тема: Комплексные соединения
Содержание темы: Основные понятия: комплексообразователь, лиганд, координаци-онное число, дентатность лиганда, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексных соединений, номенклатура. Первичная и втори-чная диссоциация. Константа нестойкости. Особенности химической связи во внутренней сфере комплексного соединения. Хелаты. Образование и разрушение комплексных соединений. Медико-биологическая роль комплексных соединений. Строение и функции в организме миоглобина, гемоглобина, метгемоглобина, цитохромов. Сущность металлолигандного гомеостаза и возможности его нарушения. Комплексонометрия.
Домашнее задание для подготовки к занятию. ЕОХ 1993 с.191-203; ЛББХ 1989 с.219-227; СОХЖ 2000 с.243-265. Разберите примеры решения задач ГЗХ 1,2,3 гл. IX
Письменнное задание к занятию № 1.
1. Для приведенных комплексных соединений: Na2[PdJ4]; [Cu(Н2О)4](NO3)2; [Pt(NH3)4Cl2]
укажите внутреннюю и внешнюю сферы
напишите уравнение первичной диссоциации
охарактеризуйте состав внутренней сферы по плану:
а) заряд внутренней сферы и тип комплексной частицы по этому заряду
б) комплексообразователь и его степень окисления
в) лиганды и их заряд
г) координационное число
назовите комплексное соединение
2. Напишите формулы комплексных соединений
а) гексанитрокобальтат (III) калия б) бромид гексааминжелеза (III)
в) трифторотриаквахром
|
Формулы к.с. и название |
Внутренняя сфера |
Вне-шняя сфера |
Уравнение по 1 и 2 ступени диссоциации и Кн |
|||
|
заряд |
централь-ный атом |
к.ч. |
лиганды и их заряд |
|||
|
[Ag(NH3)2]Cl хлорид диамминсеребра |
[Ag(NH3)2]+ |
Ag+ |
2 |
2NH3 |
Cl |
1.[Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]++ Cl 2.[Ag(NH3)2]+Ag++ +2NH3 |
Письменное задание к занятию № 2.
1. Назовите следующие электронейтральные комплексные соединения:
а) [Cr(H2O)4PO4], б) [Cu(NH3)2. (SCN)2], в) [Pd(NH2OH)2Cl2], г) [Rh(NH3)3(NO2)3],
д) [Pt(NH3)2Cl4].
2. Напишите формулы перечисленных комплексных соединений. Определите К.Ч.: а)триамминфосфатохром; б)диамминдихлороплатина; в) триамминтрихлорокобальт. В каждом из этих комплексов укажите степень окисленности комплексообразователя.
3. Установите: в каких случаях произойдет взаимодействие между растворами указанных электролитов. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекуляр-ной форме:
а) K2[HgJ4] + KBr; б) ) K2[HgJ4] + KСN; в) [Ag(NH3)2]Cl + K2S2O3;
г) K[Ag(CN)2] + K2S2O3 ; д) K[Ag(CN)2] + NH3; е) K[Ag(NО2)2 + NH3
ж) [Ag(NH3)2]Cl + NiCl2; з) K3[Cu(CN)4] + Hg(NO3)2
Факультативно. Решите задачи: ГЗХ 1985 № 727,728,731,733.
Примеры билетов тестового контроля (А) и контрольной работы (Б)
А. 1. Что является комплексообразователем в комплексном соединении: K2[PtCl6]
1) Cl 2) K+ 3) Pt+4
2. Какие из перечисленных соединений представляют собой анионные комплексы:
1) K2[PdBr4] 2) NH4[CoCl4] 3) [Cr(NH3)6]Cl3 4) [Ni(CО)5]
3. Укажите, в каком из комплексов заряд центрального атома равен +2
1) [Co+3(H2O)4Cl2] 2) [Fe+3(NH3)4Cl2] 3) [Pt(NH3)2NO2]Br 4) [Pd(NH3)2(CN)2]
4. Чему равно координационное число в комплексном соединении Na3[Fe(SO4)3]:
1) 3 2) 4 3) 5 4) 6 5) 7
5. Укажите наиболее устойчивый комплексный ион:
1) [Ag(NH3)2]+ ; 2) [Ag(CN)2] ,
3) [Cu(CN)4]2
Б. 1. Составьте формулу: тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония, рассмотрите состав комплексного соединения.
2. Дайте название: [Co (NH3)Br]SO4
Примеры решения типовых задач.
1.Определение состава комплексного иона.
Задача 1. Определите состав и заряд комплексного иона [Fe(CN)6]х, в котором железо проявляет степень окисления (+3)
Решение. Заряд комплексообразователя иона железа равен + 3, а заряд шести цианид-ионов равен 6. Следовательно, алгебраическая сумма зарядов будет равна (+3)+(6) = = 3; Fe3+ - комплексообразователь, 6CN - лиганды; координационное число комплексообразователя равно 6.
2.Номенклатура комплексных соединений.
По рациональной номенклатуре сначала называется анион, а затем в родительном падеже катион, с указанием его степени окисления.
В названии комплексного иона перечисляются все его составные части: вначале лиганды ионного происхождения, а затем молекулярного, Все лиганды перечисляются в алфавитном порядке,
Число частиц одинаковых лигандов указывается перед их названием греческим числительным: 2 ди, 3 – три, 4 – тетра. Последним указывается комплексообразователь.
Анионные лиганды: к химическому названию добавляется гласная -«о»:
F фторо, CN циано, OH гидроксо, SO42 сульфато, NO2– нитро, и т.д.
Молекулярные лиганды: NH3 – аммин, H2O – аква, CO – карбонил, N2H4 – гидразин, NO – нитрозил, указываются без окончания.
Комплексообразователь: в катионном комплексе дается русское название элемента, в анионном комплексе добавляется суффикс –«ат» к корню слова латинского названия элемента. Если комплексообразователь проявляет несколько степеней окисления, то после его названия в скобках римской цифрой указывается степень окисления.
Задача 2. Назовите комплексные соли:
1.[Pt(NH3)6]Cl4, (комплексный катион) хлорид гексаамминплатины (II)
2. К2[Со(СNS)4] – (комплексный анион) тетратиоцианокобальтат (II) калия
3. [Рt(NH3)2Сl4] – (нейтральный комплекс) тетрахлородиамминплатина.
3. Равновесие в растворах комплексных соединений
Задача 3. Определите концентрацию ионов Hg2+ и Cl в 0,1 М K2[HgCl4].
Решение. Так как концентрация раствора невысокая, а все соли диссоциированы нацело, считаем, что общая концентрация иона [HgCl4]2 также равна 0,1 моль/л. Пишем уравнение диссоциации комплексного иона: [HgCl4]2 Hg2+ + 4Cl
Записываем выражение константы нестойкости, взяв ее значение из таблицы:
= 6·1017
Обозначим [Hg2+] через х. Тогда [Cl]= 4х, [HgCl4]2 - примем равной общей концентрации раствора ( 0,1 моль /л), так как константа нестойкости этого комплекса очень мала. Подставляем все значения в выражение константы нестойкости:
= 6·1017, откуда: 256х5 = 6·1018 ;
х = = ≈ 1,2 .104 моль/л = [Ag+]
Концентрация ионов Cl будет в 4 раза больше: [Cl-] = 1,2 .10-4 . 4 = 4,8 .10-4 моль/л
Ответ: [Hg2+] = 1,2 ·104 моль/л, [Cl] = 4,8 ·104 моль/л
Контрольные вопросы для самопроверки.
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Дайте определение понятию центральный атом (комплексообразователь).
3. Назовите атомы и ионы, которые чаще являются центральными атомами К.С.
4. Что такое лиганд? Приведите примеры ионов и молекул, являющихся лигандами.
5. Что называют дентатностью лиганда? Приведите примеры моно-, ди- и полидентатных лигандов.
6. Дайте определение понятию координационнное число центрального атома. Какое значение оно обычно принимает?
7. Как классифицируют К.С. в зависимости от природы лиганда? Что такое хелаты?
8. Как классифицируют К.С. в зависимости от заряда их внутренней сферы? Как определяется заряд внутри сферы?
9. Какие типы химических связей встречаются в К.С.? Какую роль выполняет центральный атом и лиганды при образовании К.С.?
10. Дайте определения понятиям «первичная и вторичная диссоциация К.С.»
11. Что называется константой нестойкости?
12. Гемоглобин и его производные. Чему равно координационное число у железа в гемоглобине? Сколько с ним связано лигандов?
13. Как называют хелатные комплексы гемоглобина, хлорофилла, витамина В12?
14. В каких случаях возможно образование и разрушение К.С.? Какими реактивами можно разрушить: а) гидроксокомплексы б) аммиачные комплексы?
15. Приведите примеры комплексов, играющих важную роль или применяемых в медицине.
Программа контрольной работы N 2.
I. Свойства растворов электролитов.
Электролитическая диссоциация. Положения теории Аррениуса. Механизм диссоциации. Степень диссоциации. Деление электролитов на слабые и сильные. Примеры сильных и слабых электролитов. Константа диссоциации слабых электролитов.Закон разведения Оствальда. Образование ионных атмосфер в растворах сильных электролитов. Коэффициент активности и активность ионов. Ионная сила раствора. Роль электролитов в организме.
II. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
Основные понятия: кислота, основание, кислотно-основная пара,
константа кислотности и рКа. Сильные и слабые кислоты.
III. Ионное произведение воды.
Водородный показатель рН. Расчет рН в растворах электролитов. Шкала рН. Методы измерения рН. Значения рН некоторых биологических жидкостей.
IV. Гидролиз солей.
Типичные случаи гидролиза солей. Негидролизующиеся соли. Факторы, влияющие на гидролиз. Движущая сила гидролиза. Значение гидролиза в биохимических процессах.
V. Буферные системы.
Состав, механизм буферного действия. Расчет рН буферных растворов. Буферная емкость, кислотная и основная. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая, белковая. Состав и механизмы их действия. Кислотно-щелочное равновесие, его основные показатели. Щелочной резерв крови. совместное действие гидрокарбонатной и гемоглобиновой буферных систем. Понятие о кислотно-щелочном равновесии организма. Ацидоз и алкалоз.
VI. Гетерогенные равновесия.
Реакции осаждения и растворения. Произведение растворимости (константа растворимости). Условия образования и растворения осадков. Расчет растворимости малорастворимых электролитов.
VII. Окислительно-восстановительные процессы.
Окислительно-восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Типичные окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность Примеры. Сопряженные окислительно-восстановительные (ОВ) пары. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. Электродные потенциалы. Механизмы их возникновения. Зависимость от различных факторов (уравнение Нернста). Измерение электродных потенциалов с помощью гальванической цепи. Водородный электрод. Окислительно-восстановительные потенциалы. Зависимость ОВ-потенциалов от различных факторов (уравнение Петерса). Направление самопроизвольного протекания ОВ-процессов. Взаимосвязь ЭДС и ΔG. ОВ-процессы в живом организме. Диффузный и мембранный потенциалы.
VIII. Равновесия в растворах комплексных соединений.
Строение комплексных соединений по теории Вернера (структура, состав внутренней сферы, координационное число, классификация). Природа химический связи в комплексных соединениях. Пространственная конфигурация комплексных молекул и ионов. Первичная и вторичная диссоциация. Константы нестойкости. Лигандообменные равновесия. Условия образования и разрушения комплексных соединений. Хелаты. Гемоглобин и его производные.
Пример билета контрольной работы N 2.
1. Сильные электролиты. Особенности их диссоциации. Активность ионов. Коэффициент активности. Ионная сила раствора.
2. Приведите уравнение гидролиза сульфата меди (II). Как повлияет добавление ОН ионов к раствору на степень гидролиза?
3. Из приведенных кислот для самой слабой напишите уравнение диссоциации и выражения рКа: сернистая (рКа=1.78), угольная (рКа=6.35), синильная (рКа= 9.31).
4. Слили два раствора одинакового объема: 0.02 М раствор NaOH и 0.04 М раствор HNO3. Каков характер среды в полученном растворе? Рассчитайте его рН.
5. Напишите состав и механизм буферного действия смеси, одним из компонентов которой является HCO3.
6. Рассчитайте рН буферного раствора, составленного из растворов одинаковой концентрации гидроксида аммония и хлорида аммония, причем раствора соли взято в 10 раз меньше по объему. Каков характер среды в полученном буферном растворе?
7. Определите направление ОВ-реакции, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель: H2O2 + KMnO4 + KOH ↔ K2MnO4 + O2 + H2O
8. Для гексацианокобальтата (III) аммония приведите
а) формулу с указанием внешней и внутренней сферы;
б) состав внутренней сферы и координационное число;
в) вторичную диссоциацию и выражение константы нестойкости.
9. Рассчитайте концентрацию ионов серебра в насыщенном водном растворе хлорида серебра, если ПРAgCl = 1.8·1010.
Задания для подготовки к контрольной работе N 2.
1. Напишите уравнения гидролиза и укажите, как повлияет на степень гидролиза добавление H+ и OH-ионов: а) нитрат меди (II); б) сульфат железа(III).
2. Для кислот напишите уравнения диссоциации, а для самой слабой из них приведите выражение рКа и формулу сопряженного основания: а) синильная кислота (рКа=9.3); б) плавиковая кислота (рКа=3.2); в) уксусная кислота (рКа = 4.8).
3. Рассчитайте значения рН: а) в 0.02 М растворе H2SO4 ; б) в 0.1 М растворе KOH; в) в растворе, полученном сливанием равных объемов 0.1 М раствора KOH и 0.2 М раствора HNO3.
4. Допишите второй компонент буферной смеси и приведите механизм буферного действия: а) HPO42 ; б) HНbO2 ; в) H3N+PtCOO
5. а) Рассчитайте рН буферной смеси, составленной из растворов:
30 мл 0.1 н ацетата натрия и 60 мл 0.3 н уксусной кислоты.
б) Сколько миллилитров ацетата натрия и уксусной кислоты следует взять для приготовления 500 мл буферного раствора с рН = 5.75?
в) Рассчитайте кислотную буферную емкость смеси, если добавление 5 мл 0.2 н раствора HNO3 к 100 мл буферного раствора изменяет рН от 5 до 4.
6. Определите направление ОВ-реакций и расставьте коэффициенты:
а) H2O2 + Na2SO3 ↔ Na2SO4 + H2O; б) FeSO4 + Br2 + H2SO4 ↔ Fe2(SO4)3 + HBr
в) KMnO4 + H2O2 ↔ MnO2 + KOH + O2 + H2O
7. Рассмотрите состав комплексного соединения, напишите его диссоциацию и выражение константы нестойкости (Кн): а) гидроксид хлородиаквахрома (III);
б) дихлородикарбонилдиамминникель (II); в) дигидроксодинитроцинкат аммония.
8. Рассчитайте, выпадет ли осадок PbJ2 при сливании равных объемов
а) 0.2 М раствора нитрата свинца и 0.02 М раствора иодида натрия;
б) 0.002 М раствора нитрата свинца и 0.002 М раствора иодида натрия;
в) какое вещество нужно добавить к осадку PbJ2, чтобы он растворился? Почему?
Тема: Биогенные элементы
Содержание темы. Распространенность химических элементов в природе. Учение Вернадского о биосфере. Понятия: «биосфера», «биотехнология», «макроэлемент», «микроэлемент», «органоген», «биогенный элемент», «синергизм», «антагонизм» ионов, «эндемическое заболевание». Макро- и микроэлементы в организме. Топография важнейших биогенных элементов в организме человека. Биологическая роль химических элементов в организме. Закономерности распределения биогенных элементов по s-, p-, d-, f-блокам периодической системы. Человек и биосфера. Технический прогресс и окружающая среда. Экология. Связь эндемических заболеваний с особенностями биогеохимических провинций.
Вся тема выносится на самостоятельную проработку.
ЕОХ, с. 204-390, ЛББХ с. 134-138, 166-182, СОХЖ с. 284-358; Большая медицинская энциклопедия, 1985.
Письменное задание для самостоятельной проработки: заполнить словарь-справочник по биогенным элементам. Для этого заведите тонкую тетрадь и вносите в нее сведения об элементах по плану и образцу, представленному в таблице, по одному элементу к каждому занятию.
|
1. Символ элемента |
Na |
|
2. Электронная формула |
1s2 2s2 2p6 3s1 |
|
3. Содержание в организме |
10-15 г макроэлемент |
|
4. Топография |
а) Na+ б) основной внеклеточный ион в) все органы |
|
5. Биологическая роль |
|
|
6. Заболевания, вызываемые недостатком или избытком элемента |
1. Недостаток Na (при больших потерях жидкости) приводит к: а) падению осмотического давления крови- сгущению крови; б) падению артериального давления, к тахикардии. 2. Избыток Na приводит к отекам, гипертонии, к торможению передачи нервных импульсов. |
|
7. Продукты питания, содержащие элемент |
Поваренная соль |
|
8. Лекарственные препараты; содержащие элемент |
а) растворы NaCl: 0.9% физ. раствор - при больших потерях жидкости 5-10%- гипертонический раствор- компресс примочки на гнойные раны. б) NaNO2- сосудорасширяющее средство. в) NaBr- седативное средство. г) NaJ- лечение зоба и др. |
Занятие по биогенным элементам может проходить в виде студенческой конференции. Для доклада не конференции студенту необходимо подготовить реферат. Ниже приводятся рекомендации к написанию реферата, его оформлению и литература.
Каким должно быть содержание и оформление реферата?
В реферате содержатся следующие разделы:
В тексте должны содержаться ссылки на литературные источники, а также на таблицы, схемы, рисунки, которые представлены как приложения. Например, используя материал медицинской энциклопедии, в тексте ставят квадратную скобку и номер источника из приведенного в конце работы списка литературы – [5]. Или, сопоставляя влияние на организм избытка и недостатка элемента, указываете название таблицы в скобках (таблица №…)
Каждый новый раздел, т.е. 1, 2, 3… печатается на следующей странице реферата. Если работа является экспериментальной, в раздел 2 включается методика эксперимента, данные измерений, расчетная часть, обсуждение результатов.
Например, обращаясь к некоторым вопросам биогеохимии, исследуя «мостик» между науками о живой и неживой природе, внесите список следующий литературный источник:
Ивлев А.М. Биогеохимия. – М.: Высш. шк., 1986. – 136 с.
6.Ориентировочный объем реферата не более 10 машинописных или 20 рукописных листов текста.
7. В подшитой работе последний лист оставляют свободным (для рецензии на работу).
Л И Т Е Р А Т У Р А
для подготовки рефератов по теме «биогенные элементы»
(Пример титульного листа)
(Пример первой страницы)
СОДЕРЖАНИЕ
(т.е. это название раздела).
3. Выводы…………………………………………………………………..…15
4. Приложения……………………………………………………………..…16
5. Литература………………………………………………………………..
Ситуационные задачи
1. Объясните, почему сульфат магния, MgSO4 нельзя вводить внутривенно? (Коллоидные системы)
2. Объясните, почему рекламируемая зубная паста "Блендамед-сода-бикарбонат", содержащая NaHCO3, эффективна при профилактике кариеса? (Гидролиз)
3. С точки зрения химии биогенных элементов объясните причину возможного появления судорог во время сильного волнения. Какие препараты могут уменьшить судороги?
4. С точки зрения химии биогенных элементов объясните, почему опасно кормить грудного младенца только коровьим молоком?
5. Объясните механизм послабляющего действия сульфатов магния и натрия.(Осмос
6. Как из старого мяса приготовить съедобное блюдо? Объясните с точки зрения химии растворов ВМС. (ВМС)
7. Почему при приготовлении шашлыка мясо предварительно вымачивают в уксусе? (ВМС)
8. Почему сухие белковые препараты, полученные высаливаеием с последующей лиофильной сушкой:
- не растворяются в воде, но растворяются в физрастворе,
- почему рассыпанный альбумин нельзя собирать просто мокрой тряпкой?
9. Объясните, как в полевых условиях отмыть посуду от жира без мыла и стирального порошка? (Гидролиз жира. Эмульсии)
10. В медицинской практике лекарственные средства используют в виде эмульсии как I, так и II рода. Объясните, какие эмульсии назначают: - врач-дерматолог для наружного применения, врач-гастроэнтеролог для внутреннего применения. (Эмульсии)
11. С точки зрения осмоса объясните причину появления опухоли на не обработанной антисептиком ране. Как уменьшить опухоль? (Осмос)
12. Используя законы Рауля, объясните, в чем заключается обеззараживающий эффект автоклавирования медицинских инструментов при высоком давлении? (Коллигативные свойства)
13. Для обеззараживания медицинских инструментов можно использовать солевые растворы. Объясните механизм этого действия. Какой раствор более эффективен: хлорид натрия или хлорид кальция? (Осмос)
14. У здорового человека температура замерзания плазмы крови = -0,5 С. Измеряя температуру замерзания плазмы крови больного, в реаниматологии оценивают возможность его отравления. С точки зрения законов Рауля, что при этом должно наблюдаться и почему? (Коллигативные свойства)
15. С точки зрения кинетики биохимических реакций объясните, почему больной плохо себя чувствует даже при повышении температуры на 10 С. (Кинетика)
16. Почему KМnO4 , K2Cr2O7 и H2O2 можно использовать в качестве антисептиков? Какой из них наиболее эффективен? (ОВ-реакции)
17.Почему в дезинфицирующем средстве на основе пероксида водорода присутствуют лимонная кислота и цитрат натрия? (Буферные системы)
18. а) Два белка с pJ1= 5 и pJ2 = 9 нужно разделить с помощью электрофореза. При каком значении рН разделение будет наиболее эффективным?
б) После электрофореза белки на фореграмме подвергают окрашиванию. Используя правило Панета-Фаянса объясните, какие красители для этого выбрать? (Белки, адсорбция)
19. Что такое диализ и перитонеальный диализ? Для каких целей он используется в клинической биохимии? (Коллоидные системы)
20. Почему внутривенное введение растворов электролитов, например, CaCl2 следует проводить очень медленно, желательно с помощью капельницы? Для объяснения используйте правило Шульце-Гарди.
21. Можно ли при внутривенном введении 0,9%раствор NaCl заменить изотоничными ему стерильными растворами MgSO4, MgCl2, или CaCl2? Объясните, используя знания физ-коллоидной химии.
22. Можно ли, используя метод пептизации, удалить почечные камни или атеросклеротические бляшки?
23. На чем основан старинный метод лечения переломов костей путем приема внутрь толченой скорлупы яиц? Как можно модифицировать этот метод?
24. Каким образом можно осуществить фиксацию биопрепаратов для их последующего изучения, чтобы прижизненная структура биопрепарата была сохранена от разрушающего действия микроорганизмов?
25. Объясните, на чем основано бактериостатическое действие гипертонических растворов NaCl, сахарозы и мочевины?
26. Объясните, на чем основано дезинфицирующее действие соды, Na2CO3. Почему добавки детергентов (моющих средств) увеличивают его эффективность?
27. Объясните с точки зрения коллоидной химии, что происходит, когда врач перед осуществлением клинических процедур моет руки с мылом?
28. Как приготовить в полевых условиях эффективное дезинфицирующее средство, имея в распоряжении поваренную соль и автомобильный аккумулятор?
29. Чем можно объяснить эффективность использования углеводородов типа керосина в народной медицине в качестве средств против воспаления, особенно на ранних стадиях развития этих процессов?
30. Почему такие металлы, как титан, цирконий, ниобий, золото можно совершенно безопасно использовать в качестве основы штифтов, гвоздей, протезов, опорных элементов без какой-либо опасности для организма больного?
31. Фторопласты, в частности фторопласт-4, -(CF2-CF2)n применяются в качестве материала при протезировании клапанов сердца, кровеносных сосудов. Объясните, почему при использовании этого материала исключено появление тромбов у пациентов?
32. Известно, что цианид-ионы являются смертельными ядами для теплокровных животных и человека: - чем можно объяснить механизм их токсического действия? - почему нетоксичны желтая и красная кровяные соли K4[Fe(CN)6], K3[Fe(CN)6]. - Что можно предложить для лечения отравленных цианидами?
33. На чем основан механизм действия детоксикантов (противоядий, антидотов) при отравлениях ионами тяжелых металлов? Объясните на примере детоксикации катиона Hg2+ унитиолом.
34. Объясните, как можно использовать токсичные катионы тяжелых металлов (Hg2+, Pb2+,Cd2+ и др.) в терапевтической практике, например, в виде цитотоксинов?
35. Известно, что катион Ва2+ высокотоксичен для теплокровных. Почему сульфат бария используется как рентгеноконтрастное вещество для обследования желудочно-кишечного тракта без опасности отравления? Почему для этих целей нельзя использовать нерастворимый сульфат свинца?
36. Объясните сущность работы аппарата "искусственная печень", основанную на принципах гемосорбции.
37. Объясните на основе законов осмоса, что такое перитонеальный диализ?
38. Сердечные гликозиды, входящие в состав наперстянки, имеют общую формулу R-NH2. Предложите, как можно "улучшить" технологию получения лекарственных отваров и настоек из подобного растительного сырья?
39. Фармакопейные стандарты многих стран мира предусматривают использование и хранение референсных сывороток, антигенов, антител и других биологических препаратов в 50% растворе глицерина. Используя знание коллигативных свойств растворов, объясните, как это делается?
40. Какие явления физической и коллоидной химии лежат в основе иммунохимических реакций с "прямой меткой" и "непрямой меткой"?
41. Почему при варке мясного супа его необходимо солить, причем вначале бульон обязательно варят на очень слабом огне?
42. Моль поражает шерстяные изделия. Как можно, зная это свойство белков, из которых состоит шерсть, предотвратить поражение ее молью?
43. Как можно сохранить локоны в прическе, зная химические свойства белков?
44. Объясните методы безоперационного удаления почечных камней.
45. Объясните методы безоперационного удаления желчных камней.
ПРИЛОЖЕНИЕ
ТЕМА «РАСТВОРЫ». ОСНОВНЫЕ ОПРЕДЕЛЕНИЯ, КОТОРЫЕ НУЖНО ВЫУЧИТЬ:
1. Коллигативные свойства растворов – это свойства растворов, которые зависят только от числа частиц растворителя и растворенного вещества (то есть, их концентрации), так как обусловлены тепловым хаотическим движением частиц. Они не зависят от химической природы частиц.
2. Диффузия – это самопроизвольный процесс переноса частиц растворенного вещества и растворителя из области большей концентрации в область меньшей за счет их теплового движения, приводящий к выравниванию концентрации.
3. Осмос – это самопроизвольный процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану в сторону более концентрированного раствора.
4. Осмотическое давление – это давление, которое надо приложить к раствору, чтобы прекратился осмос, то есть проникновение в раствор молекул растворителя через полупроницаемую мембрану.
5. Онкотическое давление – это часть осмотического давления крови (0,5%), создаваемая растворенными в ней белками.
6. Закон Вант-Гоффа – осмотическое давление раствора пропорционально молярной концентрации вещества в растворе и абсолютной температуре: Росм = СМ.R.Т.
7. Молярная концентрация – это концентрация, показывающая число моль растворенного вещества в 1 л раствора:
m
СМ =
M . V
8. Гемолиз – это разрушение (разрыв) эритроцита, помещенного в гипотонический раствор, вследлствие проникновения воды через оболочку в эритроцит.
9. Плазмолиз – это усыхание и гибель эритроцита, помещенного в гипертоническийц раствор, вследствие перехода воды через оболочку из эритроцита в раствор.
10. Первый закон Рауля – понижение давление пара растворителя над раствором по сравнению с давлением пара над чистым растворителем пропорционально мольной доле растворенного вещества:
Ро – Р = Ро.N
11. Второй закон Рауля – повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем пропорционально моляльной концентрации tкип = Е . Cm.
12. Моляльная концентрация – показывает число моль растворенного вещества в 1 кг (1000 г) растворителя [Cm] = [моль/кг].
13. Диссоциация – это процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.
14. Электролиты – это вещества, распадающиеся (диссоциирующие) в водном растворе на ионы и проводящие поэтому электрический ток.
15. Константа диссоциации – это постоянная величина, количественно характеризующая обратимый процесс диссоциации слабого электролита и численно равная отношению произведения равновесных концентраций ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к равновесной концентрации электролита.
16. Активность ионов – это кажущаяся (или эффективная) концентрация ионов сильных электролитов, в соотвествии с которой ионы принимают участие в различных процессах, происходящих в растворе: ах = .Сх
18. Коэффициент активности ионов – это величина, показывающая, во сколько раз активность ионов меньше их истинной концентрации в растворе сильного электролита: . = ах / Сх
19. Протонная теория – это теория, рассматривающая кислотно-основное взаимодействие как перенос протона (иона Н+) от одного вещества (кислоты) к другому (основанию).
20. Кислота Бренстеда – это молекула или ион, отдающие ион водорода, то есть являющиеся донором протона: HCl H+ + Cl-; NH4+ H+ + NH3
21. Основание Бренстеда – это молекула или ион, принимающие ион водорода, то есть являющиеся акцептором протона: H+ + NH3 NH4+ ; ОН- + Н+ Н2О.
22. Ионное произведение воды - это постоянная при данной температуре величина для воды и водных растворов, равная произведению концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов. Ее численное значение К(Н2О) = [Н+] [ОН-] = 1.10-14.
23. Водородный показатель рН – это количественная хараткеристика кислотности воднйо среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в растворе: рН = - lg[Н+]
24. Буферные растворы- это водные растворы, сохраняющие постоянное значение рН при разбавлении и добавлении небольших количеств сильной кислоты или щелочи.
25. Буферная емкость – это мера способности буферного раствора сохранять постоянство рН, равная числу моль эксивалентов сильной кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить величину его рН на единицу:
BK =
26. Кислотно-щелочное равновесие организма (КЩР) – это относительное потсоянство концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов, то есть, потсоянство рН в водных средах организма.
27. Щелочной резерв крови – это суммарная концентрация буферных оснований крови, способных связывать избыточные ионы водорода; количество определяется концентрацией СО2, химически связанного со 100 мо крови в виде гидрокарбонат-иона (НСО3-) при парциальном давлении СО2, равном 40 мм рт.ст., то есть как во вдыхаемом воздухе (норма 50-70%)/
28. Гетерогенное равновесие – это равновесие, которое устанавливается между осадком и насыщенным раствором над ним, когда скорость пооцесса растворения равна скорости обратного процессма кристаллизации этого вещества.
29. Произведение растворимости или константа растворимости – это постоянная величина, равная произведению активностей (концентраций) ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре.
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
|
Пери-оды |
Ряды |
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
VIII |
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
2 |
|
|
|
|
|
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
|
|
|
|
|
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
|
|
|
|
|
19 |
20 |
21 |
22 |
23 |
24 |
25 |
26 |
27 |
28 |
|
|
29 |
30 |
31 |
32 |
33 |
34 |
35 |
36 |
|
|
|
|
|
|
37 |
38 |
39 |
40 |
41 |
42 |
43 |
44 |
45 |
46 |
|
|
47 |
48 |
49 |
50 |
51 |
52 |
53 |
54 |
|
|
|
|
|
|
55 |
56 |
57 |
72 |
73 |
74 |
75 |
76 |
77 |
78 |
|
|
79 |
80 |
81 |
82 |
83 |
84 |
85 |
86 |
|
|
|
|
|
|
87 |
88 |
89 |
104 |
105 |
106 |
107 |
108 |
109 |
|
|
Высшие |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
Летучие |
|
|
|
|
Лантаноиды
|
57 |
58 |
59 |
60 |
61 |
62 |
63 |
64 |
65 |
66 |
67 |
68 |
69 |
70 |
71 |
Актиноиды
|
89 |
90 |
91 |
92 |
93 |
94 |
95 |
96 |
97 |
98 |
99 |
100 |
101 |
102 |
103 |
Таблица 1
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ КОНСТАНТЫ ВЕЩЕСТВ
|
Вещество |
Состояние |
Н°298 кДж/моль |
S°298 Дж/моль•К |
G°298 кДж/моль |
Вещество |
Состояние |
Н°298 кДж/моль |
S°298 Дж/моль•К |
G°298 кДж/моль |
|
BaO |
Т |
553.9 |
70.5 |
525.4 |
Н2 |
г |
0 |
130.7 |
0 |
|
BaO2 |
Т |
630.6 |
|
|
Н2О |
ж |
286.0 |
70.0 |
237.4 |
|
Al2(SO4)3 |
Т |
-3434 |
239.2 |
-3101 |
Н2О |
г |
241.9 |
188.9 |
228.8 |
|
СН4 |
Г |
74.9 |
186.4 |
50.9 |
Н+ |
р |
0 |
0 |
0 |
|
С2Н2 |
Г |
226.7 |
200.8 |
209.2 |
ОН |
р |
230.2 |
10.9 |
157.4 |
|
С2Н4 |
Г |
52.3 |
219.4 |
68.1 |
H2SO4 |
ж |
-811 |
156.9 |
-690.3 |
|
С2Н6 |
Г |
84.7 |
229.5 |
32.9 |
MgO |
Т |
601 |
26.9 |
569.6 |
|
С6Н6 |
Ж |
82.09 |
26,9 |
124.5 |
Mg(NO3)2 |
Т |
790 |
164 |
690 |
|
С2Н5ОН |
Ж |
277.7 |
160.7 |
174.8 |
NH3 |
г |
46.2 |
192.6 |
16.7 |
|
СН3СООН |
Ж |
487.0 |
159.8 |
392.4 |
NH4Cl |
Т |
315.0 |
96.0 |
|
|
СО |
Г |
110.6 |
197.7 |
137.2 |
NH4NO3 |
Т |
366.0 |
151.0 |
|
|
СО2 |
Г |
393.8 |
213.8 |
394.6 |
(NH4)2SO4 |
Т |
1181.0 |
220.0 |
901.3 |
|
BaCO3 |
Т |
-1202 |
112.1 |
-1139 |
N2 |
Г |
0 |
192.0 |
0 |
|
Са |
Т |
0 |
41.6 |
0 |
N2O |
Г |
81.6 |
220.0 |
|
|
СаСО3 |
Т |
1207.7 |
91.6 |
1129.6 |
NO |
Г |
90.4 |
210.6 |
86.7 |
|
СаО |
Т |
635 |
39.7 |
603.6 |
NO2 |
Г |
33.8 |
240.5 |
51.8 |
|
Са(ОН)2 |
Т |
986.8 |
83.4 |
699.2 |
HNO3 |
Ж |
173.0 |
156.2 |
79.9 |
|
СаНРО4•2Н2О |
Т |
2403 |
189.0 |
215.3 |
Na2O |
Т |
430.6 |
71.1 |
376.6 |
|
CH3OH |
Ж |
-238.5 |
126.8 |
-166.2 |
NaHCO3 |
Т |
914.0 |
102.0 |
852 |
|
HCl |
Г |
92.4 |
186.9 |
94.5 |
О2 |
Г |
0 |
205.0 |
0 |
|
CuSO4 |
Т |
771.4 |
109.3 |
662.2 |
Pb(NO3)2 |
Т |
-451.7 |
217.9 |
-256.9 |
|
CuO |
Т |
162.1 |
42.7 |
129.5 |
Р4О10 |
Т |
2984.0 |
228.8 |
2697.8 |
|
CuCO3 |
Т |
595.4 |
92.9 |
518.3 |
Н3РО4 |
Ж |
1271.9 |
200.8 |
1147.2 |
|
Cu(NO3)2 |
Т |
307.1 |
193.0 |
114.2 |
PbS |
Т |
94.3 |
91.2 |
92.7 |
|
Fe2O3 |
Т |
822.7 |
87.5 |
740.8 |
Глюкоза |
Т |
1273.0 |
|
919.5 |
|
CH3CHO |
Ж |
-166.0 |
264.2 |
-- |
ZnS |
т |
-205.4 |
57.7 |
-200.7 |
|
Fe |
Т |
0 |
27.2 |
0 |
SO2 |
Г |
297.2 |
248.2 |
300.4 |
|
PbO |
Т |
-219 |
66,1 |
-189,1 |
KCl |
Т |
-436,6 |
82,6 |
-409 |
|
С |
Т |
0 |
5.7 |
0 |
Al2O3 |
Т |
-1676 |
50,9 |
-1582 |
|
FeO |
Т |
263.7 |
58.8 |
|
SO3 |
Г |
376.2 |
256.4 |
370.0 |
|
KclO3 |
Т |
-514 |
151,6 |
-425,5 |
Таблица 2
|
Полуреакция |
Е°,В |
|
Полуреакция |
Е°,В |
|
|
Ag |
Ag++eAg |
+0.80 |
N |
NO3+2H++eNO2+H2O |
+0.78 |
|
Al |
Al3++3eAl |
-1.66 |
|
NO3+H2O+2eNO2+2OH |
+0.01 |
|
As |
H3AsO4+2H++2eHAsO2+2H2O |
+0.56 |
|
NO3+2H++2eNO2+H2O |
+0.94 |
|
Au |
Au3++3eAu |
+1.50 |
|
NO3+4H++3eNO+2H2O |
+0.96 |
|
Br |
Br2+2e2Br |
+1.09 |
|
NO2+H2O+eNO+OH |
0.46 |
|
HBrO + H+ + 2e Br- + H2O |
+1.34 |
|
NO2+2H++eNO+H2O |
+0.99 |
|
|
Cl |
Cl2+2e2Cl |
+1.36 |
O |
O2+2H++2eH2O2 |
+0.68 |
|
|
2ClO3+12H++10eCl2+6H2O |
+1.47 |
|
O2+4H++4e2H2O |
+1.23 |
|
|
ClO3+6H++6eCl+3H2O |
+1.45 |
|
O2+2H2O+4e4OH |
+0.401 |
|
|
ClO4+8H++8eCl+4H2O |
+1.38 |
|
O2+2H2O+2eH2O2+2OH |
0.076 |
|
Co |
Co3++eCo2+ |
+1.81 |
|
H2O2+2H++2e2H2O |
+1.78 |
|
Cr |
Cr2O72+14H++6e2Cr3++7H2O |
+1.33 |
Pb |
Pb2++2ePb |
0.13 |
|
|
CrO42+4H2O+3eCr3++8OH |
0.13 |
PbO2+4H++2ePb2++2H2O |
+1.456 |
|
|
CrO42+8H++3eCr3++4H2O |
+1.477 |
|
Pb4++2ePb2+ |
+1.80 |
|
|
|
CrO42+4H++3eCrO2+2H2O |
+0.945 |
S |
SO42+H2O+2eSO32+2OH |
0.93 |
|
Cu |
Cu2++eCu+ |
+0.159 |
|
SO42+2H++2eSO32+H2O |
+0.17 |
|
F |
F2+2e2F |
+2.87 |
|
SO42+4H2O+6eS+8OH |
0.75 |
|
Fe |
Fe2++2eFe |
0.44 |
|
SO42+4H++2eH2SO3+H2O |
+0.17 |
|
|
Fe3++eFe2+ |
+0.77 |
|
SO42+8H++6eS+4H2O |
+0.357 |
|
H |
2H++2eH2 |
0.00 |
|
S+2eS2 |
0.48 |
|
Hg |
Hg2++2eHg |
+0.85 |
|
S+2H++2eH2S |
+0.17 |
|
I |
I2+2e2I |
+0.54 |
H2SO3+4H++4eS+3H2O |
+0.45 |
|
|
|
2IO3+12H++10eI2+6H2O |
+1.195 |
Sn |
Sn4++2eSn2+ |
+0.15 |
|
Mn |
MnO4+eMnO42 |
+0.56 |
|
Sn2++2eSn |
0.13 |
|
|
MnO4+4H++3eMnO2+2H2O |
+1.69 |
Zn |
Zn2++2eZn |
0.76 |
|
|
MnO4+8H++5eMn2++4H2O |
+1.51 |
|
|
|
|
|
MnO4+3H2O+3eMnO2+4OH |
+0.60 |
|
|
|
|
|
MnO2+4H++2eMn2++2H2O |
+1.23 |
|||
|
Cr |
Cr2O4 + 4H2O + 3e Cr3+ + 8OH- |
- 0.13 |
|||
|
Pb |
PbO2 + 4H+ + 2e Pb2+ + 2H2O |
+1.45 |
Таблица 3
КОНСТАНТЫ НЕСТОЙКОСТИ НЕКОТОРЫХ КОМПЛЕКСНЫХ ИОНОВ
|
Комплексный ион |
Кнест. |
Комплексный ион |
Кнест. |
|
[Ag(CN)2]- |
110-21 |
[Fe(CN)6]4- |
110-34 |
|
[Ag(NH3)2]+ |
710-8 |
[Fe(CN)6]3- |
110-44 |
|
[Ag(S2O3)2]3- |
110-13 |
[Fe(CNS)]3- |
110-3 |
|
[CdCI4]2- |
910-3 |
[HgBr4]2- |
110-21 |
|
[Cd(CN)4)]2- |
810-18 |
[HgCI4]2- |
810-16 |
|
[Cd(NH3)4]2+ |
2,710-7 |
[HgI4]2- |
110-30 |
|
[Cd(NH3)6]2+ |
7,310-6 |
[Hg(SCN)4]2- |
110-22 |
|
[Cо(NH3)6]2+ |
4,010-5 |
[Ni(CN)4]2- |
310-16 |
|
[Cо(СN)6]2- |
110-19 |
[Ni(NH3)6]2+ |
210-9 |
|
[Cu(NH3)4]2+ |
210-13 |
[Zn(CN)4]2- |
210-17 |
|
[Cu(CN)4]3- |
510-28 |
[Zn(NH3)4]2+ |
410-10 |
|
NH4+ |
5,410-10 |
[Zn(OH)4]2- |
3,510-16 |
Таблица 4
ПРОИЗВЕДЕНИЯ РАСТВОРИМОСТИ
НЕКОТОРЫХ МАЛОРАСТВОРИМЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ ПРИ 250С
|
Электролит |
ПР |
Электролит |
ПР |
|
AgI |
1,110-16 |
CdS |
7,910-27 |
|
AgBr |
610-13 |
Cu(OH)2 |
2,210-20 |
|
Ag2CrO4 |
410-12 |
CuCO3 |
2,410-10 |
|
AgCI |
1,810-10 |
CuS |
610-36 |
|
Ag2S |
610-50 |
Fe(OH)2 |
110-15 |
|
BaSO4 |
1,110-10 |
FeS |
510-18 |
|
BaCrO4 |
1,610-10 |
PbBr2 |
9,110-6 |
|
CaCO3 |
510-9 |
PbS |
110-27 |
|
CaC2O4 |
210-9 |
PbI2 |
810-9 |
|
CaF2 |
410-11 |
PbSO4 |
1,610-8 |
|
CaSO4 |
1,310-4 |
Pb(OH)2 |
510-16 |
|
Ca3(PO4)2 |
110-29 |
Zn(OH)2 |
110-17 |
|
Cd(OH)2 |
210-14 |
ZnS |
1,610-24 |
Таблица 5
ТАБЛИЦА ЛОГАРИФМОВ ДЛЯ ВЫЧИСЛЕНИЯ рН
|
Числа |
0 |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
|
1 2 |
000 301 |
041 322 |
079 342 |
114 362 |
146 380 |
176 398 |
204 415 |
230 431 |
255 447 |
279 462 |
|
3 |
477 |
491 |
505 |
519 |
532 |
544 |
556 |
568 |
580 |
591 |
|
4 |
602 |
613 |
623 |
634 |
644 |
653 |
663 |
672 |
681 |
690 |
|
5 |
699 |
708 |
716 |
724 |
732 |
740 |
748 |
756 |
763 |
771 |
|
6 |
778 |
785 |
792 |
799 |
806 |
813 |
820 |
826 |
833 |
839 |
|
7 |
845 |
851 |
857 |
863 |
869 |
875 |
881 |
887 |
892 |
898 |
|
8 |
903 |
909 |
914 |
919 |
924 |
929 |
935 |
940 |
945 |
949 |
|
9 |
954 |
959 |
964 |
968 |
973 |
978 |
982 |
987 |
991 |
996 |
ПРИМЕРЫ РАСЧЕТА рН ПО ВЕЛИЧИНЕ Н+
[H+] = 5.3 10-1 моль/л. рН = - lg [H+] = - lg 5.3 10-1 = - (0,724-1) = - (0,276) = 0,28
[H+] = 5.3 10-4 моль/л. рН = - lg [H+] = - lg 5.3 10-4 = - (0,724-4) = - (3,276) = 3,28
ПРИМЕРЫ РАСЧЕТА Н+ ПО ВЕЛИЧИНЕ рН
рН = 0.42; [H+] = anti lg (-pH) = anti lg (-0.42) = anti lg (0.580-1) = 3.8 10-1 моль/л
рН = 3.42; [H+] = anti lg (-pH) = anti lg (-3.42) = anti lg (0.580-4) = 3.8 10-4 моль/л
Таблица 6
КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ 298 К
|
Диссоциация электролитов |
Кдис. |
рК = -lg Кдис. |
|
CH3COOH H+ + CH3COO- |
1.8 10-5 |
4.75 |
|
HNO2 H+ + NO-2 |
4.0 10-4 |
3.40 |
|
H2SO3 H+ + HSO3- |
1.6 10-2 |
1.80 |
|
HSO3- H+ + SO32- |
6.3 10-8 |
7.21 |
|
HCN H+ + СN- |
4.9 10-10 |
9.31 |
|
H3PO4 H+ + H2PO4- |
7.5 10-3 |
2.13 |
|
H2PO4- H+ + HPO42- |
6.2 10-8 |
7.21 |
|
HPO42- H+ + PO43- |
4.8 10-13 |
12.38 |
|
HF H+ + F- |
6.6 10-4 |
3.18 |
|
H2CO3 H+ + HCO3- |
4.5 10-7 |
6.35 |
|
HCO3- H+ + CO32- |
4.7 10-11 |
10.33 |
|
H2S H+ + HS- |
5.7 10-8 |
7.24 |
|
HS- H+ + S2- |
1.2 10-15 |
14.92 |
|
NH3 H2O NH4+ + OH- |
1.8 10-5 |
4.75 |
|
H2O2 H+ + HO2- |
2.6 10-12 |
11.58 |
|
HClO H+ + ClO- |
5 10-8 |
7.30 |
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ
Что изучает:
Основные законы термодинамики
Виды систем:
- по фазовому составу:
- по обмену с окружающей
средой энергией и массой
Показатели, характеризующие
состояние системы:
Изменение параметра:
Переход системы в другое
состояние
Виды процессов
по конечному результату:
по неизменному параметру:
Сущность:
Математическое выражение
в общем виде:
В химических реакциях
для разных систем:
Для различных процессов:
Основной закон термодинамики
как следствие 1 начала ТД:
Следствия закона Гесса:
Практическое использование
1 начала термодинамики
Характер реакции:
Критерий:
Энергетическая ценность
пищевых продуктов Н0
2 НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
Сущность:
Система:
Критерии возможности
самопроизвольного процесса:
Расчётное уравнение –
объединённое уравнение 1 и 2
начал термодинамики :
Название членов
объединённого уравнения:
и их характеристика:
Какую тенденцию отражает
при самопроизвольном
процессе
По фазовому составу:
По участию катализатора:
По тепловому эффекту:
По механизму:
Типы реакций:
Примеры:
Примеры:
Сущность:
Виды скорости:
Математическое выражение:
убыль реагентов увеличение продуктов
Факторы, влияющие
на скорость:
Название зависимости:
Математическое выражение
для реакции: аА+вВ—сС+dD
Основные параметры:
Физический смысл:
Характерный признак:
Перечень коллигативных
свойств:
Количественное описание
свойств:
Математические
выражение:
Типы растворов, обладающих
коллигативными свойствами:
Отличительный признак:
Частные проявления свойств:
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
Сущность:
Условия:
Состав:
Уравнение для расчёта pH
буферного раствора:
Механизм буферного действия:
Количественная характеристика
буферного действия:
Расчётная формула:
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Сущность:
Количественная мера:
Классификация
Преимущественное состояние
в растворе:
Расчёт содержания ионов
в растворе:
Расчётные формулы:
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
Характерный
признак:
Направление
переноса
электронов: - nē
Превращения
участников
процесса:
Совокупность окис
ленной и восстанов-
ленной формы
вещества:
Запись полуреакций:
Количесивенная мера
ОВ способности:
Виды потенциалов:
Влияние различных
факторов:
Математическая
зависимость:
Условия самопроиз-
вольного протека-
ния ОВ процесса:
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Тип реакции, где возникает
Условия наступления
Равновесия
Признаки равновесия
Основная характеристика
Математическое выражение
Закон смещения равновесия и его формулировка
Изменяемые параметры
Примеры направления сдвига равновесия
В эритроцитах тканевых капилляров:
В эритроцитах легочных капилляров:
Установка Пипетки
для титрования V ± ΔV
а) 20±0,06 мл
10±0,04 мл 10
5±0,03 мл мл
б) 20±0,08 мл
10±0,06 мл
5±0,04 мл
1±0,02 мл
Бюретки Мерная колба
V ± ΔV V ± ΔV
25± 0,06 мл 1000±0,6 мл
10± 0,03 мл 500±0,4 мл
5±0,015 мл 100±0,2 мл
2±0,01 мл 50±0,1 мл
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение ………………………………………………………………………………... 3
Растворы. Способы выражения концентраций растворов…………………………... 4
Введение в количественный анализ. Теоретические основы объемного
(титриметрического) анализа ………………………………………………………... 9
Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации) …………………………… 14
Оксидиметрия. Перманганатометрия ……………………………………………….. 15
Энергетика химических реакций …………………………………………………….. 17
Кинетика химических реакций ………………………………………………………. 23
Химическое равновесие ………………………………………………………………. 27
Коллигативные свойства растворов ………………………………………………..... 31
Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Гидролиз солей ………. 38
Растворы электролитов. Теория кислот и оснований. Ионное произведение воды.
Водородный показатель рН …………………………………………………….…… 43
Буферные системы …………………………………………………………………...... 46
Гетерогенные равновесия и процессы. Константа (произведение)
растворимости ...….…………………………………………………………….…..… 52
Окислительно-восстановительные процессы ……………………………………...… 56
Комплексные соединения …………………………………………………………...… 61
Биогенные элементы ………………………………………………………………...… 66
Ситуационные задачи …………………………………………………………………. 70
Приложение ………………………………………………………………………...….. 73