Плотности и концентрации растворов хлороводородной кислоты

По формуле для расчета массовой доли:

рассчитать, в какой массе концентрированного раствора будет содержаться необходимое количество HCl (г), затем определить объем этого раствора, используя формулу: .

Рассчитанный объем концентрированного раствора отмеряют небольшим мерным цилиндром и переливают в чистую склянку с пробкой. Цилиндром большего объема отмеривают необходимое количество воды, и доливают в склянку, раствор перемешивают. На склянку наклеивают этикетку с названием и концентрацией раствора.

Вывод: Оформить расчеты, необходимые для приготовления заданного раствора, и записать концентрацию полученного раствора.

Опыт 2.«Приготовление раствора из навески соли и расчет его концентрации»

Цель работы: Приготовить 100 мл приблизительно 0,9%-ного раствора NaCl (объем и концентрация раствора может быть задана преподавателем для группы или индивидуально).

Ход работы: Полученную навеску соли аккуратно, без потерь, перенести в мерную колбу необходимого объема. Небольшими порциями вливать воду в колбу, круговыми движениями перемешивать раствор. Необходимо добиться полного растворения соли, пока объем раствора не превышает половины объема колбы. После того, как соль полностью растворится, довести раствор дистиллированной водой до метки (раствор касается метки нижним мениском), затем перемешать.

По формуле для расчета массовой доли:

Рассчитать массовую долю полученного раствора, по таблице определить его плотность.

Используя эти данные, заполнить таблицу, записав в тетради все проводимые расчеты.

Раствор Концентрации
Масса соли, г Масса воды, г ρр-ра, г/мл ω, % С(х), моль/л Сэ(х), моль/л b(x), моль/кг Т, г/мл Мольная доля

Вывод: Привести концентрации, рассчитанные для приготовленного вами раствора.

Практическое занятие №4

Тема:Равновесия в водных растворах электролитов: кислотно-основные, гетерогенные, в растворах комплексных соединений

Цели:

· ознакомить с основными понятиями, характеризующими равновесные состояния в растворе (системе);

· научить рассчитывать равновесные концентраии ионов, участвующих в различных видах равновесий;

· научить использовать табличные значения констант для описания равновесных состояний в системе;

· развивать у студентов мотивацию изучения химии посредством применения полученных знаний для характеристики равновесий, характерных для живого организма;

· экспериментально доказать влияние различных факторов на положение равновесия в системе;

· совершенствовать навыки самостоятельной работы с информацией

задачи обучения:

· студент сможет описывать равновесное состояние системы с использованием величин констант равновесия;

· студент приобретет навыки расчета равновесных концентраций ионов в растворе, научится применять закон действующих масс для описания равновесных состояний;

· студент сможет применять принцип Ле-Шателье для рассмотрения равновесий кислотно-основных, гетерогенных и равновесий в растворах комплексных соединений и характеризовать влияние одноименных ионов на положение равновесия в системе;

· студент сможет описать основные типы равновесий и показать возможность возникновения совмещенных равновесий и конкурирующих процессов в процессе жизнедеятельности;

· студент сможет доложить результаты выполнения лабораторных работ

Основные вопросы темы:

1. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.

2. Типы равновесий в растворах электролитов: кислотно-основные, гетерогенные, равновесия в растворах комплексных соединений

3. Количественные характеристики равновесий. Закон действующих масс. Эффект одноименных ионов

4. Совмещенные равновесия и конкурирующие процессы

Методы обученияи преподавания:

Комбинированный:

- семинар;

- выполнение упражнений и решение ситуационных задач;

- работа в малых группах (выполнение и обработка результатов лабораторной работы);

- устный и/или письменный опрос.

Литература:

Основная:

1. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия. [Текст]: Учеб.пос./ Алматы: Эверо, 2009.- с10-47.

Дополнительная:

1. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия [Текст]:: Проверочные тесты / КазНМУ им.Асфендиярова.- Алматы: Эверо, 2009. -222 с.

2. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия [Текст]:: Сборник задач и упражнений / КазНМУ им.Асфендиярова.- Алматы: Эверо, 2013.-304 с.

3. Равич-Щербо, Новиков М.И. Физическая и коллоидная химия [Текст] /.- Изд.3-е, испр. и доп.- М., 2001.- 255с.

Вспомогательная:

1. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биозизическую химию [Текст] /.-М: Высшая школа, 1989,-255 с.

На английском языке:

1. Morris Hein, Scott Pattison, Susan Arena. Introduction to General, Organic, and Biochemistry [Text]: Book / 10th Edition.-USA: John Wiley&Sons, Inc, 2012.-1091 p.

КОНТРОЛЬ

Оцениваемые компетенции:

- Знание

Методы контроля:

- выполнение тестовых заданий или карт. контроль

Контрольные вопросы:

1. Дайте определение понятиям растворимость, концентрация, степень диссоциации. Может ли степень диссоциации быть равной 2?

2. Күшті және әлсіз электролиттер. Күшті және әлсіз электролиттерге мысал келтіріңіз.

Strong and weak electrolytes. Give the examples of strong and weak electrolytes.

3. Особенности растворов сильных электролитов. Ионная сила раствора. Коэффициент активности. Активность.

4. Запишите уравнения ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты и выражения для констант равновесия, характеризующих каждую ступень (константы диссоциации равны соответственно 7,52·10-3, 6,31·10-8, 1,26·10-12).

5. Приведите пример гетерогенного равновесия. Какие процессы происходят в системе в состоянии гетерогенного равновесия?

6. Единицы измерения растворимости. Термодинамика процесса растворения. Почему растворение является самопроизвольным процессом, независимо от энтальпии растворения?

7. Насыщенный, ненасыщенный, пересыщенный растворы. Что такое ионное произведение? Константа растворимости (произведение растворимости)?

8. Факторы, влияющие на образование и растворение осадка.

9. Роль соединений кальция в организме. Приведите пример гетерогенных равновесий с участием иона кальция.

10. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константы устойчивости и нестойкости.

11. Что такое конкурирующие процессы? Приведите примеры конкурирующих процессов.

Упражнения и задачи для решения (по выбору преподавателя):

1. Рассчитать ионную силу плазмозаменяющего солевого раствора, приготовленного по следующей прописи: 0,2 г натрия ацетата; 0,5 г натрия хлорида; 0,1 г калия хлорида; вода для инъекций до 100 мл.

2. Константа растворимости AgSCN составляет 1,1.10-12. Найдите растворимость этого соединения в воде.

3. Растворимость гидроксида магния при 18оС равна 1,7.10-4 моль/л. Найти произведение растворимости Mg(OH)2 при этой температуре.

4. Какой объм воды необходим для полного растворения 1 мг HgS (Ks=1,6.10-52)?

5. Как изменятся концентрации ионов в растворе, если к 1 литру насыщенного раствора AgCl (Ks=1.10-10) добавить 0,0001 моль NaCl?

6. Токсичность ионов бария проявляется при концентрации выше 4 мг/л. Докажите, что сульфат бария можно использовать в качестве ренгеноконтрастного средства при исследовании желудочно-кишечного тракта (Ks=1,0.10-10). Можно ли использовать с этой целью гидроксид бария (Ks=5,0.10-3)?

7. При приеме препаратов иоди иодид-ионы выделяются слезными железами. Для лечения острого коньюктивита используется 2% раствор нитрата серебра (ρ= 1г/мл). Вычислите, при какой концентрации иодид-ионов возникает опасность образования кристаллов иодида серебра (прижигающее действие).

8. С каким лигандом (NH3 или SCN-) ион Co2+ образует более прочный комплексный ион? Напишите формулы комплексных ионов, уравнения их диссоциации и выражение для константы нестойкости.

9. В медицинской и аналитической практике используется лиганд ЭДТА (этилендиаминтетраацетат) и его соль -трилон Б (Na2H2T). С какими катионами он образует менее прочное комплексное соединение: Со3+ (Кн=3∙10-41), Мg2+ (Кн=8∙10-10), Fе 2+ (Кн=6∙10-15), Fе3+ (Кн= 6∙10-25)? Расположите комплексы по убыванию их прочности

10*. Какое из комплексных соединений железа Fe2+ - с глицином или гистидином в качестве биолигандов - является более прочным? Константы нестойкости комплексных соединений соответственно равны 1,58.10-8 и 5,0.10-10. Выпядет ли осадок гидроксида железа (II) в присутствии 0,01М гидроксида натрия, если KS для Fe(OH)2 составляет 8.10-16?

11*. Объясните, почему хлорид серебра растворяется в растворе аммиака, а аммиакат серебра можно разрушить с помощью иодида калия? Константы растворимости хлорида и иодида серебра соответственно равны 1,78.10-10 и 8,3.10-17.

Приложение

Лабораторная работа «Равновесия в водных растворах электролитов»

Опыт 1. «Изучение влияния одноименного иона на растворимость малорастворимого электролита»

В пробирку вносят две-три капли раствора нитрата свинца (С=0,2 моль/л), добавляют несколько капель раствора хлорида натрия (С=0,2 моль/л) до образования осадка. К содержимому пробирки приливают дистиллированной воды до растворения осадка, после чего прибавляют несколько капель насыщенного раствора хлорида натрия.

Опишите и объясните изменения, происходящие в пробирке. Запишите уравнение реакции.

Опыт 2. «Изучение зависимости последовательности выпадения осадков от констант растворимости»

В пробирку вносят по 10 капель растворов сульфата натрия и хромата натрия. После перемешивания к содержимому пробирки добавляют по каплям раствор нитрата свинца. Отмечают изменения, происходящие в пробирке.

Опишите и объясните изменения, происходящие в пробирке. Запишите уравнения реакции.

Опыт 3. «Образование гидроксокомплексов d- и р-металлов»

В пробирки пробирки наливают по 1 мл солей алюминия, цинка и хрома (III). В каждую из пробирок добавляют по каплям разбавленный раствор щелочи до отчетливого образования осадка. Отмечают цвет образовавшихся осадков. Затем в каждую из пробирок добавляют избыток щелочи. Отмечают происходящие изменения. Записывают уравнения реакции в полном и сокращенном ионном виде. Дают названия образовавшимся комплексным соединениям.

Опыт 4. «Образование аминокомплексов d- и р-металлов»

В пробирки наливают по 1 мл растворов солей меди (II), цинка и кобальта. В каждую из пробирок добавляют раствор аммиака до образования осадка. Отмечают цвет образовавшихся осадков. Затем в каждую из пробирок добавляют избыток раствора аммиака до растворения осадка. Отмечают происходящие изменения. Записывают уравнения реакции в полном и сокращенном ионном виде. Дают названия образовавшимся комплексным соединениям.

Практическое занятие №5

Тема:Расчет рН в водных растворах сильных и слабых электролитов. Буферные системы организма: состав, механизм действия. Ацидоз. Алколоз.

Цели:

· сформировать понятия, характеризующие протолитические равновесия и процессы в организме ;

· научить рассчитывать водородный показатель рН различных растворов и определять его экспериментально колориметрическим методом;

· сформировать навыки расчета для приготовления буферных растворов с разным значением рН и определения буферной емкости растворов по кислоте и основанию;

· сформировать понятие о буферных системах организма и их роли в поддержании кислотно-основного гомеостаза;

· развивать мотивацию у студентов изучения химии посредством рассмотрения механизма поддержания кислотно-основного гомеостаза в организме как одного из факторов здоровья человека

задачи обучения:

· студент сможет рассчитывать водородный показатель рН растворов кислот, оснований и буферных растворов;

· студент сможет классифицировать буферные системы по их составу и объяснить сущность механизма буферного действия на примере буферных систем организма;

· студент сможет практически определить рН буферного раствора колориметрическим методом и рассчитывать значение рН в буферных растворах известного состава;

· студент сможет практически определять и рассчитывать буферную емкость раствора по кислоте и основанию;

· студент сможет объяснить сущность кислотно-основного гомеостаза и механизм его поддержания в организме, охарактеризовать состояния ацидоза и алкалоза как патологических состояний организма;

· студент сможет пользоваться справочной литературой для нахождения необходимых для проведения расчетов величин и участвовать в обсуждении результатов решения задач

Основные вопросы темы:

1. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН как характеристика кислотности среды. Расчет рН в водных растворах сильных и слабых электролитов

2. Расчет рН буферных растворов (уравнение Гендерсона-Гассельбаха). Механизм буферного действия.

3. Буферная емкость растворов по кислоте и по основанию.

4. Буферные системы крови, их биологическая роль в обеспечении нормальной жизнедеятельности организма. Ацидоз. Алкалоз

Методы обученияи преподавания:

Комбинированный:

- беседа;

- семинар;

- выполнение упражнений и решение ситуационных задач;

- работа в малых группах (выполнение и обработка результатов лабораторной работы);

- устный и/или письменный опрос.

Литература:

Основная:

1. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия. [Текст]: Учеб.пос./ Алматы: Эверо, 2009.- с.67-85

Дополнительная:

1. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия [Текст]:: Проверочные тесты / КазНМУ им.Асфендиярова.- Алматы: Эверо, 2009. -222 с.

2. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия [Текст]:: Сборник задач и упражнений / КазНМУ им.Асфендиярова.- Алматы: Эверо, 2013.-304 с.

3. Равич-Щербо, Новиков М.И. Физическая и коллоидная химия [Текст] /.- Изд.3-е, испр. и доп.- М., 2001.- 255с.

Вспомогательная:

1. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биозизическую химию [Текст] /.-М: Высшая школа, 1989,-255 с.

На английском языке:

1. Morris Hein, Scott Pattison, Susan Arena. Introduction to General, Organic, and Biochemistry [Text]: Book / 10th Edition.-USA: John Wiley&Sons, Inc, 2012.-1091 p.

КОНТРОЛЬ

Оцениваемые компетенции:

- Знание

- Практические навыки

Методы контроля:

- выполнение тестовых заданий или карт. контроль

- решение ситуационных задач или выполнение упражнений

Контрольные вопросы:

1. Судың иондық көбейтіндісі. Ортаның сутектік көрсеткіші.

Ionic product of water. pH scale.

2. Протолитическая теория Бренстеда - Лоури. Дайте определения кислоты и основания по теории Бренстеда - Лоури. Что такое амфолиты? Приведите примеры неорганических и органических кислот и оснований Бренстеда.

3. рН различных жидкостей человеческого организма в норме и при патологии. Необходимость поддержания кислотно-основного гомеостаза в организме.

4. Что такое степень и константа диссоциации электролита? Как они взаимосвязаны? Почему эти понятия неприменимы к сильным электролитам? Закон разведения Оствальда.

5. Как рассчитать концентрацию ионов водорода в растворах сильной и слабой кислоты? Как рассчитать концентрацию ионов гидроксила в растворах сильного и слабого основания?

6. Что называется буферной системой? Дайте определения кислотной и основной буферной системы, приведите пример, укажите состав.

7. Перечислите буферные системы крови. Каково их значение для организма? Приведите сравнительную характеристику мощности буферных систем крови.

8. Механизм действия буферных растворов. Объясните механизм буферного действия на примере ацетатного и аммиачного буферных растворов.

9. Расчет концентрации ионов водорода, рН и рОН среды в буферных растворах (уравнения Гендерсона-Гассельбаха).

10. Расчет буферной емкости буферных растворов по кислоте и по основанию

11. Разберите механизм действия гидрокарбонатной, гемоглобиновой, белковой и фосфатной буферных систем. Какова их биологическая роль в обеспечении нормальной жизнедеятельности организма?

12. Что такое ацидоз? Какие причины вызывают метаболический и респираторный ацидоз? Сформулируйте понятие алкалоза. Что является причиной возникновения алкалоза?

Упражнения и задачи для решения (по выбору преподавателя):

1. Рассчитать концентрацию ионов H+, если концентрация ионов OH- (моль/л) равна: а) 4∙10-10; б) 5∙10-6; в) 3,2∙10-7.

2. Рассчитать рН желудочного сока, если активная кислотность его равна 0,04 моль/л.

3. Диапазон изменений концентрации протона 1.10-7 ÷ 1,6.10-8 моль/л отвечает совместимым с жизнью состояниям. Каковы пределы значений рН, отвечающие этому состоянию?

4. Рассчитать рН раствора, в 10 л которого содержится 3,7 г гидроксида калия.

5*. 100 мл 0,1 М гидроксида натрия разбавили водой до 10 литров. Чему равен рН полученного раствора?

6. В качестве наружного антисептического средства применяется водный раствор борной кислоты. Рассчитать степень ионизации борной кислоты по первой ступени, если 12,4 г кислоты содержится в 2 л раствора (Ка = 5,8∙10-10).

7. Найти молярную концентрацию раствора муравьиной кислоты, если степень ее диссоциации в этом растворе равна 0,05, а константа диссоциации составляет Kа = 2,1.10-4.

8. Рассчитать рН буферного раствора, содержащего 3,6 мл 0,2н раствора хлорида аммония и 2,3 мл 0,1н раствора гидроксида аммония (Kb=1,79·10-5).

9. В каком соотношении необходимо смешать 0,1 М растворы дигидрофосфата натрия и гидрофосфата натрия для того, чтобы приготовить буферный раствор, рН которого равен 6,73?

10. К 100 мл крови для изменения рН от 7,36 до 7,00 надо добавить 18 мл 0,1 н раствора хлороводородной кислоты. Рассчитать буферную емкость крови по кислоте.

11*. К 10 мл 0,1М раствора формиата натрия добавили 5 мл 0,05М раствора хлороводородной кислоты. Обладает ли полученный раствор буферным действием? Ответ подтвердите расчетами.

Приложение

Лабораторная работа

«ОПРЕДЕЛЕНИЕ РН РАСТВОРА КОЛОРИМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ»

Цель работы: Научиться готовить буферные растворы с различным значением рН; экспериментально определять рН контрольного раствора колориметрическим методом.

Сущность работы:

Колориметрический метод определения рН раствора основан на визуальном сравнении окраски индикатора в исследуемом растворе с окраской серии стандартных растворов, в которые добавлен тот же индикатор.

В качестве стандартов готовят буферные смеси с разным количественным соотношением соли и кислоты, рассчитывают по уравнению Гендерсона-Гассельбаха значение рН каждой смеси.

Ход работы:

Получите у преподавателя пробирку с контрольным раствором. На полоску универсальной индикаторной бумаги стеклянной палочкой нанесите 1 каплю исследуемого раствора. Окраску индикаторной бумаги сравните со стандартной шкалой рН.

Выберите тип буферного раствора, который будете готовить в качестве эталона. Учтите, что при объемных соотношениях кислоты и соли, указанных ниже в таблице, рН ацетатной буферной смеси меняется от 4 до 6, а фосфатной - от 6 до 8.

Если рН исследуемого раствора равно примерно 7, то приготовьте серию стандартных растворов фосфатного буфера, смешивая раствор кислоты (NaH2PO4) и соли (Na2HPO4) в соотношениях, указанных в таблице.

Если рН исследуемого раствора около 5, то приготовьте буферный ряд из ацетатной буферной смеси, смешивая раствор кислоты (CH3COOH) и соли (CH3COONa) в соотношениях, указанных в таблице.

После приготовления и расчета рН всех пяти эталонов в каждую пробирку добавьте 1-2 капли индикатора (бромтимоловый синий в случае фосфатного буферного стандарта и метиловый красный – в случае ацетатного).

Такой же индикатор добавьте в контрольный раствор. Совпадение окраски контрольного раствора и стандарта означает, что оба раствора имеют одинаковое значение рН.

Оформление результатов работы:

Укажите примерное значение рН контрольного раствора и буферный раствор, выбранный в качестве стандарта. Напишите уравнения реакций, выражающие механизм его буферного действия.

Рассчитайте значения [H+] и рН стандартных буферных растворов при разных соотношениях компонентов по формулам

и ,

где Са (Сs) – концентрация раствора кислоты (соли);

Va (Vs) – объем раствора кислоты (соли);

Ka – константа ионизации кислоты.

Полученные значения занесите в таблицу.

№ пробирки Объем, мл Буферная смесь
кислота соль Ацетатная 0,1М CH3COOH 0,1М CH3COONa Ка = 1,8∙10-5 Фосфатная 0,1М NaH2P3O4 0,1М Na2HPO4 Ка = 1,6∙10-7
[H+] рН [H+] рН
0,5 4,5
1,0 4,0
1,5 3,5
2,5 2,5
4,0 1,0

Вывод: Укажите значение рН контрольного раствора.

Демонстрационный эксперимент

«ОПРЕДЕЛЕНИЕ БУФЕРНОЙ ЕМКОСТИ РАСТВОРА»

Цель работы: Экспериментально определить буферную емкость раствора по кислоте и основанию.

Ход работы:

В колбах 1 и 2 готовят по 10 мл исследуемого ацетатного буферного раствора с равными объемными соотношениями компонентов 1:1. (концентрация растворов соли и кислоты составляет 0,1 моль/л).

В колбах 3 и 4 готовят растворы – свидетели, смешивая растворы ацетата натрия и уксусной кислоты в объемных соотношениях, равных 1:9

(в колбе 3) и 9:1 (в колбе 4).

Определяют буферную емкость по кислоте. В колбы 1 и 3 добавляют по 5 капель раствора метилового оранжевого, растворы перемешивают. Исследуемый раствор в колбе 1 титруют 0,1М раствором хлороводородной кислоты до получения окраски, одинаковой с окраской раствора-свидетеля (в колбе 3). Результаты титрования заносят в таблицу.

Определяют буферную емкость по основанию. В колбы 2 и 4 добавляют по 5 капель раствора метилового красного, растворы перемешивают. Исследуемый раствор в колбе 2 титруют 0,1М раствором гидроксида натрия до получения окраски, одинаковой с окраской раствора-свидетеля (в колбе 4). Результаты титрования заносят в таблицу.

Оформление результатов работы:

Колба Содержимое колбы рН до титрова-ния V титран-та, мл рН после титрова-ния В, моль/л
По кислоте (с метиловым оранжевым)
Исследуе-мый раствор 1:1
Раствор-свидетель 1:9 _ _
По основанию (с метиловым красным)
Исследуе-мый раствор 1:1
Раствор-свидетель 9:1 _ _

рН раствора до титрования рассчитывают по уравнению Гендерсона-Гассельбаха.

Буферную емкость по кислоте (Ва, моль/л) рассчитывают по формуле

.

Буферную емкость по основанию (Вb, моль/л) рассчитывают по формуле

,

где С(HCl) – молярная концентрация хлороводорода в титранте, моль/л;

С(NaOH) – молярная концентрация щелочи в титранте, моль/л;

V(HCl) – объем кислоты, пошедший на титрование, мл;

V(NaOH) – объем щелочи, пошедший на титрование;

ΔрН – изменение рН исследуемого буферного раствора в процессе титрования.

ΔрН = рНисследуемого раствора- рНсвидетля. (Расчет рН рассматривался на предыдущем занятии).

Вывод: Укажите значения буферной емкости исследуемого раствора по кислоте и по основанию.

Практическое занятие №6

Тема:Окислительно-восстановительные процессы. Потенциометрическое титрование желудочного сока

Цели:

· сформировать понятия об окислительно-восстановительных системах, устройстве и принципах действия гальванических элементов;

· научить рассчитывать электродный потенциал различных электродов и определять ЭДС гальванических элементов;

· развивать у студентов мотивацию изучения химии посредством рассмотрения возможности применения электрохимических методов для определения рН и других физико-химических параметров, позволяющих понять сущность патологических изменений в организме

· совершенствовать навыки самостоятельной работы с информацией

задачи обучения:

· студент приобретает навыки сравнения окислительных или восстановительных способностей системы; определять вероятное направление окислительно-восстановительных реакций;

· студент сможет объяснить устройство и расчет потенциала электродов первого и второго рода, окислительно-восстановительных электродов;

· студент приобретет навык использования потенциометрического титрования для определения рН биологических жидкостей;

· студент сможет построить интегральную и дифференциальную кривые титрования для расчета концентрации иона водорода в растворе.

· студент приобретет навыки расчета электродных потенциалов по уравнениям Нернста и Нернста-Петерса;

· студент приобретет навыки расчета ЭДС электрохимических систем.

Основные вопросы темы:

1. Классификация электродов: электроды I и II рода, редокс-электроды, ионоселективные электроды. Электроды определения и сравнения. Хлорсеребряный электрод – электрод сравнения в медико-биологических исследованиях.

2. Диффузионный и мембранный потенциалы: механизм возникновения, биологическая роль.

3. Гальванический элемент. Электродвижущая сила гальванического элемента.

4. Потенциометрическое титрование. Применение в медико-биологических исследованиях

Методы обученияи преподавания:

Комбинированный:

- беседа;

- семинар;

- выполнение упражнений и решение ситуационных задач;

- работа в малых группах (выполнение и обработка результатов лабораторной работы);

- устный и/или письменный опрос.

Литература:

Основная:

1. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия. [Текст]: Учеб.пос./ Алматы: Эверо, 2009.- с.130-146

Дополнительная:

1. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия [Текст]:: Проверочные тесты / КазНМУ им.Асфендиярова.- Алматы: Эверо, 2009. -222 с.

2. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия [Текст]:: Сборник задач и упражнений / КазНМУ им.Асфендиярова.- Алматы: Эверо, 2013.-304 с.

3. Равич-Щербо, Новиков М.И. Физическая и коллоидная химия [Текст] /.- Изд.3-е, испр. и доп.- М., 2001.- 255с.

Вспомогательная:

1. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биозизическую химию [Текст] /.-М: Высшая школа, 1989,-255 с.

На английском языке:

1. Morris Hein, Scott Pattison, Susan Arena. Introduction to General, Organic, and Biochemistry [Text]: Book / 10th Edition.-USA: John Wiley&Sons, Inc, 2012.-1091 p.

КОНТРОЛЬ

Оцениваемые компетенции:

- Знание

Методы контроля:

- выполнение тестовых заданий или карт. контроль

Контрольные вопросы:

1. Электрод. Электродты потенциал. Тотығу-тотықсыздану электродты потенциалы. Нернст теңдеуі.

Electrode. Electrodepotential. Redoxelectrodepotentials. Nernstequation.

2. Электроды первого и второго рода: строение, расчет потенциала, примеры.

3. Водородный электрод. Стандартный водородный электрод.

4. Окислительно-восстановительные электроды: строение, расчет потенциала, примеры.

5. Что является мерой окислительной и восстановительной способности веществ? Каким образом можно сравнивать их окислительно-восстановительные способности?

6. Какие факторы влияют на окислительно-восстановительные свойства вещества? Охарактеризуйте влияние рН на окислительные свойства перманганат-иона.

7. Гальванические элементы. Реакции, происходящие в гальваническом элементе, расчет ЭДС. Элемент Даниэля-Якоби.

8. Потенциометрическое титрование. Стеклянный и хлорсеребряный электроды как электрод определения и электрод сравнения при определении рН биологических жидкостей.

9. Направление протекания окислительно-восстановительных процессов на примере биохимических процессов, протекающих в организме. Какое биологическое значение имеют окислительно – восстановительные процессы?

10. Условия протекания большинства биохимических окислительно-восстановительных процессов. Понятие «мидпойнт»потенциала (нормального электродного потенциала).

11. На чем основано применение окислителей в качестве бактерицидных средств?

Упражнения и задачи для решения (по выбору преподавателя):

1. Вычислить электродный потенциал кадмия в растворе нитрата кадмия (II), активность ионов кадмия (II) в котором составляет 0,02 моль/л (φоCd2+/Cd = -0.40 В).

2. Как изменится потенциал серебряного электрода при разбавлении раствора нитрата серебра в 10 раз?

3. Рассчитать стандартную электродвижущую силу гальванического элемента, образованного железным и никелевым электродами, если стандартные электродные потенциалы систем соответственно равны -0,44 В и -0,23 В.

4. Метгемоглобин содержит Fe3+, гемоглобин – Fe2. Массовая доля метгемоглобина (в % к общему гемоглобину)изменяется с возрастом следующим образом: у новорожденных 6,22%, у детей 1-3 месяца 2,21%, у детей 1-3 года 1,13%, у детей 7-14 лет 1,08%. Как изменяется при этом редокс-потенциал системы метгемоглобин/гемоглобин, если φо’(Hb-Fe3+/ Hb-Fe2+) =0,17 В; Т=310 К?

5. Рассчитайте отношение концентраций окисленной и восстановленной форм биологической редокс-системы «цитохром Fe3+ + ē ↔ цитохром Fe2+» при температуре 298 К, если редокс-потенциал данной системы составляет 0,058 В (φ0 = 0,04В).

6. Рассчитать потенциал окислительно-восстановительной системы СН3С(О)Н + 2H+ + 2ē → СН3СН2ОН при концентрации альдегида 10-5 моль/л и концентрации спирта 10-2 моль/л в условиях организма человека. Нормальный электродный потенциал для системы СН3С(О)Н, 2H+/СН3СН2ОН составляет 0,216 В.

7*. Гальванический элемент состоит из водородного электрода, опущенного в желудочный сок, и каломельного электрода в насыщенном растворе хлорида калия. Определить концентрацию ионов водорода и рН желудочного сока, если ЭДС элемента при 18оС составляет 0,330 В. Потенциал каломельного электрода при этой температуре составляет 0,248 В.

8. Определить возможность самопроизвольного протекания следующих реакций:

а) Cu2+ + H2 → Cu + 2H+ ; б) 2Fe3+ + H2 → 2Fe2+ + 2H+. Стандартные потенциалы рассматриваемых редокс-систем равны: φоCu2+/Cu=+0.337 В; φоFe3+/Fe2+=+0.0.771 В; φо2H+/H2=0.000 В.

Приложение

Лабораторная работа

«ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОЕ ТИТРОВАНИЕ ЖЕЛУДОЧНОГО СОКА СТАНДАРТНЫМ РАСТВОРОМ ГИДРОКСИДА НАТРИЯ»

Цель: Установление концентрации ионов водорода методом потенциометрического титрования.

Аналитическая реакция

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H+ + OH- = H2O

Гальванический элемент:

Ag, AgCl│HCl│стекло │Н+│ Исследуемый раствор │KCl│AgCl, Ag
Стеклянный электрод рН - ? Хлорсеребряный электрод

Ход работы: Бюретку заполняют титрованным раствором гидроксида натрия. Устанавливают нулевую отметку. В стакан отмеряют пипеткой 10 мл раствора хлороводородной кислоты, которая является моделью желудочного сока. Стакан ставят на магнитную мешалку. Затем в раствор погружают стеклянный и хлорсеребряный электроды, присоединенные к рН-метру. Перемешивают раствор и измеряют рН исходного раствора хлороводородной кислоты. Из бюретки к исследуемому раствору порциями по 2 мл прибавляют раствор гидроксида натрия, перемешивают и измеряют рН раствора. После резкого скачка значения рН проводят еще три измерения.

Расчет результатов анализа:

Аликвотный объем раствора хлороводородной кислоты V(HCl) = 10 мл.

Концентрация гидроксида натрия C(NaOH) = 0,1 моль/л.

Результаты измерений заносят в таблицу:

V(HCl), мл V(NaOH), мл рН ΔV= =Vn+1-Vn ΔpH= =pHn+1-pHn ΔpH/ΔV
10-14 строк

По полученным данным строим два графика:

· интегральную кривую титрования, откладывая на оси абцисс объемы прибавленного раствора гидроксида натрия, а на оси ординат – соответствующие значения рН;

· дифференциальную кривую титрования, откладывая на оси абцисс объемы прибавленного раствора гидроксида натрия, а на оси ординат – отношение изменения рН к изменению объема гидроксида натрия ΔpH/ΔV;

· определяют точку эквивалентности (максимум на дифференциальной кривой титрования). Перпендикуляр, опущенный из точки эквивалентности на ось абцисс, соответствует объему гидроксида натрия, пошедшего на нейтрализацию раствора хлороводородной кислоты.

Расчет концентрации HCl:

; .

Вывод: Укажите найденное значение концентрации хлороводородной кислоты и рН раствора.

Практическое занятие №7

Тема:Поверхностные явления. Адсорбция на подвижной и неподвижной границе раздела фаз. Хроматография

Цели:

· сформировать основные понятия, характеризующие особенности строения поверхностного слоя и явление адсорбции;

· сформировать практические навыки определения и разделения ионов хроматографическим методом;

· научить рассчитывать величину адсорбции поверхностно-активных веществ из раствора;

· развивать у студентов мотивацию изучения химии посредством рассмотрения возможности применения хроматографических методов для анализа лекарственных препаратов и биологических жидкостей, в судебно-медицинской экспертизе.

задачи обучения:

· студент будет в состоянии качественно и количественно охарактеризовать поверхностные явления;

· студент сможет объяснить суть процесса хроматографического разделения веществ и сущность метода ионообменной адсорбции, пояснит возможность применения этих методов в медико-биологических целях;

· студент приобретет навыки экспериментального определения ионов железа (III) методом бумажной хроматографии и разделения ионов методом колоночной хроматографии;

· студент приобретет навыки расчета величины адсорбции;

· студент сможет доложить результаты выполнения лабораторных работ.

Основные вопросы темы:

1. Адсорбция на подвижной поверхности раздела фаз. Уравнение Гиббса.Ориентация молекул ПАВ в поверхностном слое. Структура биологических мембран.

2. Адсорбция на неподвижной поверхности раздела фаз. Уравнения Лэнгмюра и Фрейндлиха.

3. Основные закономерности адсорбции из растворов. Ионообменная адсорбция. Применение в медицине.

4. Основы хроматографического метода анализа. Применение в биологии и медицине.

Методы обученияи преподавания:

Комбинированный:

- беседа;

- семинар;

- выполнение упражнений;

- работа в малых группах (выполнение и обработка результатов лабораторной работы);

- устный и/или письменный опрос.

Литература:

Основная:

1. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия. [Текст]: Учеб.пос./ Алматы: Эверо, 2009.- с.147-191

Дополнительная:

1. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия [Текст]:: Проверочные тесты / КазНМУ им.Асфендиярова.- Алматы: Эверо, 2009. -222 с.

2. Веренцова Л.Г., Нечепуренко Е.В. Неорганическая, физическая и коллоидная химия [Текст]:: Сборник задач и упражнений / КазНМУ им.Асфендиярова.- Алматы: Эверо, 2013.-304 с.

3. Равич-Щербо, Новиков М.И. Физическая и коллоидная химия [Текст] /.- Изд.3-е, испр. и доп.- М., 2001.- 255с.

Вспомогательная:

1. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биозизическую химию [Текст] /.-М: Высшая школа, 1989,-255 с.

На английском языке:

1. Morris Hein, Scott Pattison, Susan Arena. Introduction to General, Organic, and Biochemistry [Text]: Book / 10th Edition.-USA: John Wiley&Sons, Inc, 2012.-1091 p.

КОНТРОЛЬ

Оцениваемые компетенции:

- Знание

- Практические навыки

Методы контроля:

- выполнение тестовых заданий или карт. контроль

- решение ситуационных задач или выполнение упражнений

Контрольные вопросы:

1. Беттік құбылыстар дегеніміз не? Зат күйінің беттік қабаттағы және бүкіл көлеміндегі айырмасын түсіндіріңіз.

What are surface phenomenon? Explain the differences in the state of matter at the interface and inside the phase.

2. Дайте определения понятиям адсорбция, десорбция, поверхностная активность, адсорбционное равновесие, поверхностно-активные и поверхностно-инактивные вещества, хемосорбция.

3. Адсорбция на подвижной грацице раздела фаз. Уравнение Гиббса. Объясните различия между положительной и отрицательной адсорбцией.

4. Мономолекулярный слой (частокол Ленгмюра). Модели биологических мембран.

5. Что называют изотермой поверхностного натяжения? Изотермой адсорбции? Правило Дюкло-Траубе.

6. Адсорбция на поверхности твердого адсорбента.Избирательная адсорбция. Эквивалентная адсорбция. Как зависит способность к адсорбции от заряда ионов?

7. Сформулируйте основные положения теории Ленгмюра. Уравнение адсорбции Ленгмюра и его анализ.

8. Приведите уравнение адсорбции Фрейндлиха. Как определяют эмпирические константы в этом уравнении?

9. В чем суть правила Панета-Фаянса? Приведите примеры.

10. Охарактеризуйте ионообменную адсорбцию и области ее применения. Объясните сущность процесса очистки воды методом ионообменной хроматографии. Приведите уравнения происходящих реакций.

11. Что такое хроматография? Классифиция хроматографических методов анализа по способу выполнения и по механизму разделения.

12. Охарактеризуйте применение хроматографических методов в медико-биологических исследованиях и в санитарно-гигиенических целях.

Упражнения и задачи для решения (по выбору преподавателя):

1. Пользуясь правилом Дюкло-Траубе, определите во сколько раз поверхностная активность пальмитиновой кислоты (С15Н31СООН) меньше поверхностной активности арахиновой кислоты (С19Н39СООН).

2. Схематически обозначте на одном графике изотермы поверхностного натяжения масляной, пропионовой и уксусной кислот. Сравните поверхностную активность уксусной и пропионовой кислот при одинаковой температуре при условии равенства их концентраций.

3. Как изменится поверхностное натяжение воды при добавлении: а) пропилового спирта; б) хлорида натрия; в) мыла?

4. Имеются 1М растворы: а) сахара; б) уксусной кислоты; в) сульфата натрия; г) стеариновой кислоты. Расположите растворы в порядке возрастания их поверхностного натяжения. Дайте обоснование, выделите поверхностно-активные вещества.

5. Определите величину адсорбции водного раствора капроновой кислоты (С5Н11СООН) при 15оС, если ее концентрация составляет 0,25 моль/л, поверхностное натяжение раствора 35´10-3 Н/м, а поверхностное натяжение воды равно 73,4´10-3 Н/м

6. Определите тип адсорбции при растворении в воде серной кислоты, если концентрация серной кислоты в воде 2,33 моль/л, поверхностное натяжение раствора 75,20∙10-3Н/м, поверхностное натяжение воды 73,05∙10-3Н/м, температура 18оС.

7. При уменьшении концентрации новокаина и кокаина в их растворах с 0,2 моль/л до 0,15 моль/л поверхностное натяжение раствора новокаина возросло с 6,9∙10-2Н/м до 7,1∙10-2Н/м, а у раствора кокаина с 6,5∙10-2Н/м до 7,0∙10-2Н/м. Сравните величины поверхностной активности и адсорбции этих двух веществ в данном интервале концентраций при температуре 25оС.

8. Рассчитать количество уксусной кислоты. адсорбированное 100 г почвы. Если равновесная концентрация уксусной кислоты в растворе равна 15,5 моль/л, а константы уравнения Фрейндлиха, определенные путем опыта К=6,5 и 1/n = 0,12

9. Используя опытные данные, полученные при адсорбции углем валериановой кислоты из водного раствора при 25 °С, определить графически константы К и n в уравнении Фрейндлиха.

c, ммоль/см3 0,006 0,025 0,053 0,118
Г, ммоль/г 0,44 0,78 1,04 1,44

10. Рассчитайте величину адсорбции уксусной кислоты на твердом адсорбенте, если ее равновесная концентрация составила 0,22 моль/л, а константы в уравнении Фрейндлиха равны К=0,50 моль/г; n=0,45.

Приложение

Лабораторная работа

«РАЗДЕЛЕНИЕ ИОНОВ МЕДИ(II) И ЖЕЛЕЗА(III) ИЗ ИХ СМЕСИ И КАЧЕСТВЕННОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕЛЕЗА(III) В ПИЩЕВЫХ ПРОДУКТАХ»

Цель: Разделение ионов Cu(II) и Fe(III) методами колоночной и бумажной хроматографии. Определение ионов Fe(III) в пищевых продуктах.

Ход работы:


6865614787915913.html
6865658312750106.html
    PR.RU™