ЗАНЯТТЯ № 8 (6 год.)

Тема: 15. Теорія сильних і слабких електролітів. Рівновага а розчинах сильних та слабких  електролітів.             

Тема: 16. Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів.

           МЕТА: З’ясувати основні положення теорії електролітичної дисоціації. Вивчити реакції в розчинах електролітів, з’ясувати умови осадження  та фактори, які впливають на повноту осадження малорозчинних електролітів.

Професійна орієнтація студентів

            Знання теорії електролітичної дисоціації дає можливість прогнозувати перебіг хімічних реакцій, що лежить в основі виготовлення і застосування ліків.При виробництві рідких лікарських форм для переведення лікарського засобу у розчин використовують суміші органічних розчинників (поліетиленгліколь, пропанол, гліцерин, етанол), воду, ізотонічний розчин, розведені розчини кислот і лугів. Якщо ж лікарська субстанція є водонерозчинною і неможливо застосувати органічне середовище, то субстанцію перетворюють з основи в сіль, яка вже буде водорозчинною, наприклад, лідокаїну гідрохлорид, папаверину гідрохлорид, аміназину гідрохлорид. Крім того, багато процесів в організмі здійснюється по механізму іонного обміну. Тому, для повноцінної освіти фармацевта важливі знання фізико-хімічних властивостей розчинів електролітів. На реакціях в розчинах електролітів базується синтез і аналіз лікарських засобів. Знання умов протікання тих чи інших процесів дозволяє правильно вибрати шлях синтезу чи метод аналізу, передбачити побічні продукти синтезу чи можливі похибки аналізу, яких слід запобігти. Тому практичне вивчення хімічних властивостей розчинів електролітів займає особливе місце в хімічній освіті фармацевта.

Методика виконання практичної роботи.

Тема: 15. Теорія сильних і слабких електролітів. Рівновага а розчинах сильних та слабких  електролітів.             

Прилади і реактиви:  штатив з пробірками, піпетки; розчини: Nа₂СO₃ (0,5моль/л), НСl (2моль/л),  СН₃СООН (2 моль/л), FeSO₄ (0,5моль/л), Н₂S (2моль/л), Na₂S (0,5моль/л), CuSO₄ (0,5моль/л), NaCl (0,5н), K₂Cr₂O₄ (0,5н), АgNO₃(0,1н), Pb(NO₃)₂ (0,5н), КJ(0,5н).

Робота 1. Іонні реакції.

1 пробірка

2 кр. Nа₂СO₃ (С = 0,5моль/л)

3 кр. НСl (С = 2моль/л)

2 пробірка

2 кр. Nа₂СO₃ (C = 0,5моль/л)

3 кр. СН₃СООН (С = 2 моль/л)

Поясніть свої спостереження. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій.

Робота 2. Умови випадання осадів.

1 пробірка

2 кр. FeSO₄ (С = 0,5моль/л)

4 кр. Н₂S (С = 2моль/л)

2 пробірка

2 кр. FeSO₄ (C = 0,5моль/л)

4 кр. Na₂S (С = 0,5моль/л)

Поясніть утворення осаду в одному випадку та його відсутність в другому. Напишіть

молекулярні та іонні рівняння реакцій.

Робота  3. Умови розчинення осадів.

1 пробірка

2 кр. CuSO₄ (С = 0,5моль/л)

4 кр. Na₂S (С = 0,5моль/л)

4 кр. HCl (C = 2 моль/л)

2 пробірка

2 кр. FeSO₄ (C = 0,5моль/л)

4 кр. Na₂S (С = 0,5 моль/л)

4 кр. HCl (C = 2 моль/л)

Поясніть свої спостереження. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій.

Робота 4.  Дробне осадження.                                 

В двох пробірках отримати окремо аргентум хлорид і аргентум хромат взаємодією розчинів 0,5н натрій хлориду, 0,5н калій хромату з 0,1н аргентум нітрату (по 2-4 краплі).

Написати іонні рівняння реакцій, зазначити колір осадів і записати величину добутку розчинності для аргентум хлориду і аргентум хромату. Яка сіль менш розчинна? Яка речовина буде випадати в осад у першу чергу з розчину, який містить іони Cl^–, CrO₄^2-, Ag⁺ в рівних концентраціях? Перевірити припущення дослідом. Для цього внести в одну пробірку по 2-3 краплі розчинів натрій хлориду і калій хромату, додати 5-6 крапель води і перемішати розчин скляною паличкою. Обережно, краплями (1-2 краплі) додавати в нього розчин аргентум нітрату. Що спостерігається? З якими іонами в першу чергу реагують іони Ag⁺? Які речовини утворюються? Додати в розчин ще декілька крапель аргентум нітрату.

Описати явища, які спостерігають. Написати рівняння реакцій і пояснити послідовність утворення осадів в цьому досліді, враховуючи величини добутків розчинності аргентум хлориду і аргентум хромату.

Тема: 16. Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів.

Робота 5. Повнота осадження малорозчинних електролітів.

Отримати плюмбум (ІІ) хлорид взаємодією розчинів 0,5н плюмбум нітрату і 0,5н натрій хлориду. Дати осісти осаду на дно пробірки. Верхній шар розчину злити в дві пробірки по 2-3 краплі в кожну. В одну з пробірок додати 2-3 краплі розчину натрій хлориду, а в другу – такий же об’єм 0,5н розчину калій йодиду. Яка сіль випадає в осад? Написати іонні рівняння реакцій утворення отриманих солей плюмбуму. На основі досліду зробити висновок про величину добутків розчинності цих солей. Порівняти свій висновок з табличними даними.

Програма самопідготовки студентів

Тема: 15. Теорія сильних і слабких електролітів. Рівновага а розчинах сильних та слабких  електролітів.             

1.  Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса і її розвиток Каблуковим.

2. Сильні і слабкі електроліти. Ступінь дисоціації.

3. Константа електролітичної дисоціації.

4. Закон розведення Оствальда.

5. Зміщення рівноваги в розчинах слабких електролітів.

6. Реакції нейтралізації.

Тема: 16. Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів.

1.      Рівновага між осадом та розчином важкорозчинних електролітів. Розчинність та добуток розчинності.

2.      Умови осадження та розчинення осаду електроліту.

3.      Основні положення теорії сильних електролітів. Іонна сила розчину, коефіцієнт активності та активність.

Основні поняття

Дисоціація

Сильний електроліт

Слабкий електроліт

Йонна сила розчинів

Коефіцієнт активності

Константа іонізації

Добуток розчинності

Амфоліти

 

Зразки тестових завдань та ситуаційних задач.

1. Розчинність малорозчинних речовин характеризують за допомогою спеціальної константи, яку називають:

А. добутком розчинності;

Б.  коефіцієнтом розчинності;

В. ступенем розчинності;

Г. коефіцієнтом абсорбції.

2. Виберіть пару речовин, які дисоціюють ступінчасто:

A. Купрум (ІІ) гідроксид, купрум (ІІ) хлорид

B. Алюміній нітрат, нітратна кислота

C. Ферум (ІІІ) гідроксид, сульфідна кислота

D. Ферум (ІІІ) сульфат, натрій гідроксид

E. Калій гідроксид, алюміній гідроксид

3. Ступінь електролітичної дисоціації одноосновної кислоти у розчині становить 0,8. Яке сумарне число йонів припадає на кожні 100 молекул кислоти у розчині?

A. 8

B. 20

C. 160

D. 80

E. 50

Відповіді на тести:

Тест 1. Відповідь А.

Тест 2. Відповідь С, оскільки Fe(OH)₃ – трьох кислотна основа, а H₂S – двохосновна кислота.

Тест 3. Відповідь С, оскільки для розрахунків використовуємо формулу С_дис=С_заг·α=100·0.8=80.

Домашнє завдання: 1, 2, 6, 16.

1.      Написати рівняння дисоціації наступних електролітів: НСl, H₂SO₄, H₂CO₃, H₃PO₄,  Al₂(SO₄)₃.

2.      Розрахувати ступінь електролітичної дисоціації натрій хлориду в 2М розчині, якщо осмотичний тиск розчину при 0°С рівний 68,1 атм.

3.      Розрахувати концентрацію частинок (моль/л) в 0,5 М розчині кальцій хлориду, якщо ступінь дисоціації кальцій хлориду рівний 0,72.

4.      Константа дисоціації оцтової кислоти рівна 1,8×10^-5. Обчисліть її ступінь дисоціації в 0,1М розчині.

5.      Чому рівна іонна сила розчину, який містить:

·         0,1 моль/л KCl;

·         0,1 моль/л K₂SO₄;

·         0,1 моль/л MgSO₄;

·         0,1 моль/л AlCl₃;

·         0,01 моль/л K₂SO₄ + 0,01моль/л Al₂(SO₄)₃.

6.      Чому рівні активності Са²⁺ і Сl^– – іонів у 0,02н розчині СаСl₂?

7.      Коефіцієнт активності іонів Калій йодиду у водному розчині становить 0,872. Розрахуйте іонну силу цього розчину.

8.      Визначіть активність іонів Ba²⁺ і Cl^– в 0,002 н розчині BaCl₂.

9.      Розрахуйте іонну силу і активність іонів у розчині, що містить 0,01 моль/л Ca(NO₃)₂ та 0,01 моль/л CaCl₂.

10.  Розрахуйте активність розчину кальцію хлориду, що містить 0,925 г CaCl₂ в 500 г води.

11.   В 0,1М розчині HNO₂ концентрація гідроген-іонів рівна 0,0068 моль/л. Розрахувати константу дисоціації нітритної кислоти.

12.  Константа дисоціації бромнуватистої кислоти (НВrО) дорівнює 2,1·10^–9. Обчисліть її ступінь дисоціації в 0,01М розчині.

13.  Найдіть степінь дисоціації сірководневої кислоти по першому ступеню у 0,1 М розчині, якщо константа дисоціації для цього ступеня становить 1,1·10^-7.

14.Степінь дисоціації оцтової кислоти CH₃COOH в 1; 0,1; 0,01 н розчинах відповідно рівний 0,42; 1,34; 4,25 %. Обчисливши Кд оцтової кислоти, доведіть, що константа дисоціації не залежить від концентрації розчину.

15.  Записати вираз для ДР малорозчинних електролітів: AgJ, Ag₂S, PbJ₂, Mg(OH)₂, CaCO₃, Ca₃(PO₄)₂.

16.  Розчинність Fe(OH)₃ рівна 1,9×10^-10 моль/л. Розрахувати концентрації іонів Fe³⁺ і ОН^– та ДР_Fe(OH)3.

17.  Чи випаде осад СаSO₄ (ДР_СаSO4 = 6,1×10^-5) якщо:

а) змішати рівні об’єми 0,2н розчинів CaCl₂ i Na₂SO₄;

б) до 200мл 0,2н розчину Ca(NO₃)₂  додати 300мл 0,02н розчину К₂SO₄;

в) до 100мл 0,01М розчину СаСl₂ додати 400мл 0,001М розчину  K₂SO₄.

18.  В 1 мл насиченого розчину аргентум карбонату  міститься 0,032 мг Ag₂CO_3. Вирахувати ДР_Ag2CO3.

19.  Добуток розчинності хромату срібла Ag₂CrO₄ дорівнює 1,1·10^–12. Обчисліть розчинність цієї солі в моль/л та г/л.

Студент повинен знати:

1. Теорію електролітичної дисоціації Арреніуса і її розвиток Каблуковим.

2. Сильні і слабкі електроліти. Ступінь дисоціації. Константа електролітичної дисоціації.

3. Закон розведення Оствальда.

4. Зміщення рівноваги в розчинах слабких електролітів.

5. Реакції нейтралізації.

6. Рівновага між осадом та розчином важкорозчинних електролітів. Розчинність та добуток розчинності.

7. Умови осадження та розчинення осаду електроліту.

8.      Основні положення теорії сильних електролітів. Іонна сила розчину, коефіцієнт активності та активність.

Студент повинен вміти:

1.      Здійснювати обрахунки.

2.      Вивчати фактори впливу на процес дисоціації.

Джерела інформації

а) Основні:

1. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підруч. Для студ. вищ. навч. закл. –ВТФ «Перун», 2004. – 480 с. 

3.      Рейтер Л.Г. Степаненко О.М., Басов В.П. Теоретичні розділи загальної хімії: Навчальний посібник. – К.: Каравела, 2003. – 344 с.

4.      Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая шк., 2003. – 743 с.

5. Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер, В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.

6. Каличак Я.М., Кінжибало В.В., Котур Б.Я. та ін. Хімія. Задачі, вправи, тести: Навчальний посібник. – Львів: Світ, 2001. – 176 с.

7. Державна Фармакопея України / Державне підприємство «Науковий-експертний фармакопейний центр». – 1-е вид. – Харків: РІРЕГ, 2001.– 556 с.

8. www.tdmu.edu.te.ua/education.php.

б) Додаткові:

1.      В. Гомонай, С. Мільович Біонеорганічна хімія. – Ужгород: ВАТ «Патент», 2006. – 200 с.

2.      Телегус В.С., Бодак О.І., Заречнюк О.С., Кінжибало В.В. Основи загальної хімії – За ред. В.С. Телегуса: Підручник – Львів: Світ, 2000 – 424 с.

3.      Ершов Ю.А. Попков А.С. Берлянд А.З. Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. – М.: Высш. шк., 2000. – 560 с.

 

Автор: к.х.н., доц. Демид А.Є.

Обговорено і затверджено на засіданні кафедри

_____     _____________2013 р. протокол № ___

Переглянуто на засіданні кафедри

_____     ________20__ р. протокол № ___