ЗАНЯТТЯ № 9 ( 6 год.)

Тема 17. Теорії кислот і основ. Дисоціація води. Експериментальне визначення рН розчинів електролітів.     Буферні розчини.

            МЕТА: Навчитись розраховувати і визначати експериментально значення рН водних розчинів сильних і слабких електролітів.

Професійна орієнтація студентів

Оцінка кислотності середовища має велике значення для перебігу більшості хімічних та ферментативних процесів, для стану біологічних рідин організму людини. Кислотність середовища (значення концентрації гідроген-іонів) відіграє суттєву роль в синтезі, аналізі та засвоєнні лікарських засобів. Так існують ліки, які можуть засвоююватися організмом з кислого або лужного середовищ. Аналіз лікарських засобів в більшості випадків неможливий без строгого контролю водневого показника розчину. Через це важливими і необхідними є знання способів визначення і розрахунку концентрації іонів гідрогену у розчинах. Дія різноманітних біохімічних каталізаторів, а також специфіка біохімічних процесів пов’язана з певним рН середовища. Знання закономірностей, які визначають рН середовища, дають можливість судити про характер процесів, що протікають в організмі.

Буферні системи підтримують постійність реакції середовища біологічних рідин в живих організмах. Буферні системи широко використовують для практичного створення середовищ з певним значенням рН.

Методика виконання практичної роботи.

Тема 17. Теорії кислот і основ. Дисоціація води. Експериментальне визначення рН розчинів електролітів.   Буферні розчини. 

Прилади і реактиви: штатив з пробірками, піпетки; розчини: HCl (0,1н), NaOH (0,1н), CH₃COONa (0,5 н і 1 н), СН₃СООН (0,1н), метиловий оранжевий, метиловий червоний, лакмус, фенолфталеїн, алізариновий жовтий; універсальний індикаторний папір, аміачний буферний розчин з відомим рН, рН-метр з електрохімічною коміркою.

Робота 1. Забарвлення деяких індикаторів в різних середовищах.

                        В чотири пронумеровані пробірки внести по 10 крапель 0,1н розчину соляної кислоти, в інші чотири пробірки з тими ж номерами внести по 10 крапель 0,1н розчину гідроксиду натрію. Розмістити пробірки в штативі таким чином, щоб за пробіркою з кислотою розміщувалася пробірка з тим же номером, в якій налито луг. Після цього в обидві пробірки №1 (з кислотою і з лугом) додати по 1 краплі індикатора метилового оранжевого, в пару пробірок №2 – по 1 краплі метилового червоного, в пробірки №3 додати по 5 крапель лакмусу, в останні дві пробірки – по 1 краплі фенолфталеїну.

                        Свої спостереження по забарвленню кислотної і лужної форм індикаторів записати в таблиці.

Індикатор	рН області переходу	Забарвлення індикатора
		Кислотної форми	Основної форми
Метиловий оранжевий	3,1-4,4
Метиловий червоний	4,4-6,2
Лакмус	5,0-8,0
Фенолфталеїн	8.0-8.2
Алізариновий жовтий	10,0 – 12,0
Метиловий жовтий	2,9 – 4.0

                              Область переходу якого із досліджуваних індикаторів  знаходиться найближче до нейтрального середовища? Які індикатори мають область переходу в кислому середовищі? В лужному?

Робота 2. Визначення рН розчину за допомогою універсального індикатора.

   Отримати  розчин, рН якого необхідно визначити. За допомогою піпетки перенести 2 – 3 краплі цього розчину на індикаторний папір. Порівняти забарвлення ще вологої плями, отриманої на папері, з кольоровою шкалою і вибрати на ній відтінок, який найбільш близький до отриманої плями. Зробити висновок про рН досліджуваного розчину і вказати реакцію середовища.

нейтральна

слобо лужна

сильно лужна

слобо кисла

сильно кисла

Реакція середовища

збільшення лужності →

← збільшення кислотності

pH

[H+], моль/л

Рис.1. Шкала кислотності.

Робота 3.  Визначення рН за допомогою рН–метра. (Робиться під керівництвом викладача.)

Отримати  розчин, рН якого необхідно визначити.

Рис.2. Установка для визначення рН:

1.      рН-метр-мілівольтметр;

2.      електрохімічна комірка;

3.      скляний електрод;

4.      хлорид срібний електрод(електрод-порівняння)

Записати результати визначення.Підпишіть складові частини приладу.

Робота 4. Приготування буферних систем  з заданим рН.

Приготувати 10мл ацетатного буферу з розрахунковим рН = 5,24 і визначити його орієнтовне рН.

Розрахунки:

K_д= 1,75·10^–5; С_солі= 0,1моль/л, С_к-ти= 0,1моль/л, V_б.р.=200мл.

, оскільки концентрації солі та кислоти одинакові, то їх можна скоротити і рівняння набуде вигляду: . Звідси . Підставимо числові значення: .

Антилогарифм числа 0,48 дорівнює 3. Тобто [V(солі)] / [V(кислоти)] = 3/1.

Отже, потрібно 3 частини розчину солі і одну частину розчину кислоти для приготування буферної системи з рН = 5,24. Об’єм розчину солі дорівнює: 200·3/4 = 150мл, а кислоти 200·1/4 = 50мл.

Робота 5.  Приготування буферних систем і обчислення їх рН.

Приготуйте два ацетатних буфера. До 1мл одержаних розчинів добавити по краплі універсального індикатору. Визначте орієнтовне рН по кольоровій таблиці і обчисліть рН по формулі:=

=

Заповніть таблицю.

№ п/п	Склад буферних систем (мл): CH3COOH(0,1н):СH3COONa(0,1н)	Забарвлення індикатору	Орієнтовне рН	Розрахункове рН
1.	9.0:1,0
2.	1,0:9,0

Робота 6. Вплив кислоти і лугу на рН буферного розчину.

9 мл розчину отриманого в досліді №5 розлити порівну в три пробірки: в першу пробірку добавляють 3 краплі соляної кислоти з С = 0,1 моль/л, в другу — 3 краплі гідроксиду натрію з С =0,1моль/л. В кожну пробірку внести по 2 краплі індикатора метилового оранжевого. Порівняти забарвлення розчинів і зробити висновки.

Робота 7. Вплив розведення на рН буферного розчину.

В 2 пробірки порівну розлити розчин, отриманий в досліді №5. В першу пробірку внести 2мл води. В кожну пробірку додати по 2 краплі індикатора метилового оранжевого. Порівняти забарвлення і зробити висновки.

Програма самопідготовки студентів

            Тема 17. Теорії кислот і основ. Дисоціація води. Експериментальне визначення рН розчинів електролітів. Буферні розчини.   

1. Дисоціація води. Константа дисоціації та іонний добуток води.

2.      Водневий показник (рН) розчинів кислот, основ та солей.

3.      Теорії кислот та основ. (Арреніуса, Бренстеда-Лоурі і Льюіса).

4. Визначення буферних систем. Основні типи буферних систем.

5. Основні рівняння буферних систем. Формула Гендерсона–Хассельбалха.

6. Механізм дії буферних систем.

7. Буферна ємність. Фактори, від яких вона залежить.

8. Буферні системи організму людини. Біологічне значення буферних систем.

           

Основні поняття

Амфоліти

Йонний добуток води

рН

буферні розчини

буферна ємність

 

Зразки тестових завдань та ситуаційних задач.

1. Водневий показник 0,01 М розчину HCl рівний:

А. 5;

Б. 2;

В. 3;

Г. 6.

2. У якому з наведених розчинів водневий показник рівний 0:

А.  1M HCl;

Б.  0.1M KOH;

В.  0.1 M HCl;

Г.  1 M H₂SO₄.

3. Вкажіть колір лакмусу у розчині натрій карбонату:

А. червоний;

Б. синій;

В. малиновий;

Г. фіолетовий

Відповіді на тести:

Тест 1. Відповідь Б, оскільки [Н+] в розчинах сильних кислот дорівнює загальній концентрації кислоти, тобто 10^-2, а рН = –lg[H⁺] = –lg10^-2 = 2.

Тест 2. Відповідь А, оскільки pH = –lg[H⁺]; [H⁺] = 1 моль/дм³; pH = –lg1 = 0 .

Тест 3. Відповідь Б, оскільки натрій карбонат – це сіль, утворена катіоном сильної основи і аніоном слабкої кислоти. У водному розчині вона гідролізує з утворенням лужного середовища, в якому лакмус забарвлюється у синій колір.

Домашнє завдання: 1, 4, 12 .

1. Вказати реакцію середовища (кисла, нейтральна або лужна) і знайти концентрацію Н⁺ і ОН^–-іонів в розчинах (моль/л), яких рН рівний: а) 3; б) 9; в) 7; г) 1,6; д) 10,5.

2. Обчисліть концентрацію гідроген-іонів та гідроксид-іонів в а) 0,002 М HCN, б) 0,01 н розчині H₂SO₄, в) 0,01 н розчині KOH.

3. Вміст соляної кислоти в шлунковому соці людини складає 0,5%. Обчисліть рН шлункового соку, якщо його густина дорівнює 1 г/мл. 

4. Обчислити рН розчину з концентрацією іонів водню 4,2· 10^–5 моль/л.

5. Як зміниться рН води, якщо 80 мл її долити до 20 мл розчину гідроксиду натрію з С = 0,1 моль/л, α = 1.

6. Обчислити [Н+] крові, якщо рН = 7,36.

7. Обчислити рН розчину з масовою часткою соляної кислоти 1%.

8. Обчислити рН розчину гідроксиду амонію з С = 0,5 моль/л (α = 0,01).

9. Як зміниться рН розчину, якщо до 10 мл нітратної кислоти з С = 0,1моль/л (α = 0,86), долити 50 мл води?

10. Обчислити рН розчину мурашиної кислоти з Сн = 0,1 моль/л, Ка = 1,8·10^-4.

11. Розрахуйте рН розчину, отриманого змішуванням рівних об’ємів розчинну КОН з концентрацією 0,02 моль/л і розчину HBr з концентрацією 0,01 моль/л.

12. Обчислити рН розчину, який одержали після змішування рівних об’ємів розчину сульфатної кислоти з Сн = 0,20 моль/л і розчину гідроксиду натрію з Сн = 0,50 моль/л.

13. Обчисліть концентрацію іонів водню  в 0,002 М розчині нітритної кислоти (HNO₂).

14. Розрахувати молярну концентрацію іонів [Н₃О⁺] і [ОН^─] в 1%-ому розчині сульфатної кислоти (ρ=1,005 г/мл) та визначити також величини рН і рОН цього розчину.

15.  Величина рОН розчину деякої сильної основи дорівнює 2,02. У скільки разів треба розвести цей розчин водою. щоб рОН збільшилося до 2,72?

16. Відомо, що у 1 л при нормальних умовах знаходиться 3,43 г барій гідроксиду. Розрахувати концентрацію іонів ОН^– і Н₃О⁺ в цьому розчині і визначити величини рН та рОН цього розчину.

17. Обчислити рН буферної системи, яка складається із 100 мл розчину оцтової кислоти з С = 0,1 моль/л і 200 мл розчину ацетату натрію з С = 0,2 моль/л, К_{д (к–ти)} = 1,75· 10^–5.

18. Обчислити об’єм розчину ацетату натрію з С = 0,1 моль/л і об’єм оцтової кислоти з C = 0,1 моль/л, які необхідно змішати, щоб приготувати 3 л ацетатного буферу з рН = 5,24 (К_{д (к–ти)} =1,75· 10^–5).

19. Обчислити рН буферного розчину, який містить 3,6 мл розчину хлориду амонію з С = 0,2 моль/л і 2,6 мл розчину гідроксиду амонію з С = 0,1 моль/л (К_д(NH4OH) = 1,8·10^–5).

20. Обчисліть об’єм оцтової кислоти з С = 0,1моль/л і ацетату натрію з С = 0,1 моль/л, які необхідно змішати, щоб одержати 150 мл розчину з рН = 4,94. (К_{д (СН3СООН)} = 1,75·10^–5).

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.      Дисоціацю води. Константу дисоціації та іонний добуток води.

5.      Водневий показник (рН) розчинів кислот, основ та солей.

6.      Теорії кислот та основ. (Арреніуса, Бренстеда-Лоурі і Льюіса).

7.      Буферні розчини.

Студент повинен вміти:

1.                 Експериментально визначати рН розчинів електролітів.

2.                 Готувати буферні розчини.

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 № ___