Материал: Учебное пособие по химии для студентов i курса факультета всо оренбург, 2016 удк 54(075. 8) Ббк 24я73 у 91

1. 
   П = i • C • R • T
   

i = 1 + α (n – 1) NaCl Na⁺ + Cl^-

n = 2

2. 
   В разбавленных растворах сильных электролитов α → 1
   

i = 1 + 1(2 -1) = 2

3. 
   Возьмем V р-ра = 100мл NaCl
   
4. 
   m(р-ра) = V • p = 100мл • 1г/мл = 100г
   
5. 
   m(NaCl) = m(р-ра) • ω% = 100г • 0,4% = 0,4г
   

100% 100%

6. 
   С(NaCl) =m = 0,4г = 0,068моль/л
   

M • V р-ра 58,5г/мл • 0,1л

7. 
   П = 2 • 0,068моль/л • 8,31 л • кПа • 310К = 350,3кПа
   

моль • К

Ответ: а

Задача 4

Моляльная концентрация (моль/кг) раствора NaOH, температура кипения которого 102,65⁰С и степень диссоциации NaOH α = 70%, будет равна:

а) 4,5 б) 3,0 в) 2,0 г) 5,5

Р ешение:

1. 
   Тк = tк = 102,65⁰С – 100⁰С = 2,65⁰С = 2,65К
   
2. 
   N aOH Na⁺ + OH^- n = 2
   

Тк = i • Кэ • В(NaOH)

3. 
   В (NaOH) = Тк__
   

i • Кэ

4. 
   i = 1 + α (n – 1) = 1 + 0,7 (2 – 1) = 1,7
   
5. 
   В(NaOH) = 2,65К = 2,65моль/кг = 3,0моль/кг
   

1,7 • 0,52кг • К/моль 0,884

Ответ: б
Задача 5

Концентрация уксусной кислоты (моль/л) в растворе со степенью диссоциации СН₂СООН 0,01 и Кд = 1,80 • 10^-5моль/л равна:

а) 0,25 б) 0,18 в) 0,38 г) 0,45

Решение:

α = √Кд α² = Кд

С С

С = Кд = 1,8 • 10^-5моль/л = 1,8 • 10^-5 моль/л = 1,8 • 10^-1 = 0,18моль/л

α² (10^-2)² 10^-4

Ответ: б
Ситуационные задачи

«Способы выражения концентрации растворов»

Задача №1

Раствор сульфата цинка с массовой долей 0,5% применяют как антисептическое и вяжущее средство.

Вопросы:

1.Что называется массовой долей раствора?

2.Какая масса сульфата цинка и воды требуется для приготовления 1 кг данного раствора?

3.Чему равен объем полученного раствора, если его плотность 1,01 г/мл?

4.Является ли полученный раствор насыщенным?

5.Какую массу цинкового купороса ZnSO₄∙7H₂O необходимо взять для приготовления 1 кг 0,5% раствора сульфата цинка?

Задача №2

В качестве средства скорой помощи для выведения больных из обморочного состояния используют нашатырный спирт  10% раствор аммиака. В лаборатории имеется 25% раствор аммиака плотностью 0,907 г/мл.

Вопросы:

1.Какой способ использован для выражения количественного содержания аммиака в растворе?

2. Как формулируется определение этого вида концентрации?

3. Чему равна масса аммиака в 0,5 л 10% раствора плотностью 0,958 г/мл?

4. Каким образом из 25% раствора аммиака можно приготовить нашатырный спирт?

5. Чему равен объем 25% раствора аммиака, который необходимо взять для приготовления 0,5 л нашатырного спирта?

Задача №3

Для приготовления лекарственных настоек используется 40% раствор этилового спирта. В лаборатории имеется 96% раствор этилового спирта плотностью 0,81 г/мл.

Вопросы:

1. Что называется истинным раствором?

2. Как можно из 96% раствора этилового спирта приготовить 40% раствор?

3. Какая масса этилового спирта и воды содержится в 1 кг 40% раствора?

4. Какой объем 96% раствора следует взять для приготовления 1 кг 40% раствора этилового спирта?

5. Какой объем воды требуется для приготовления этого раствора?

Задача №4

При недостатке кальция в организме назначают внутрь 10% раствор хлорида кальция плотностью 1,07 г/мл.

Вопросы:

1.Можно ли вместо хлорида кальция использовать карбонат или сульфат кальция?

2.Какой способ выражения концентрации раствора использован для характеристики количественного содержания кальция в растворе?

3.Какая масса хлорида кальция содержится в 100 мл такого раствора?

4.Какую массу кальция можно ввести в организм со 100 мл такого раствора?

5.Какой объем такого раствора можно приготовить из 100 г кристаллогидрата CaCl₂∙6H₂O?

IX. Литература для самоподготовки:

а) основная учебная литература

1.Пузаков С.А. Химия: учебник для факультета ВСО – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2006 – 640 с.

2.Пузаков С.А. Химия [Электронный ресурс] / Пузаков С.А., 2006 г, ГЭОТАР-Медиа «Консультант студент»

б) дополнительная учебная литература

1.Жолнин А. В. Общая химия [Электронный ресурс] / А. В. Жолнин, 2012 г, ГЭОТАР-Медиа «Консультант студент»

2.Ершов Ю. А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для вузов / Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд; ред. Ю. А. Ершов, 2015, Юрайт. - 560 с

3.Попков В.А. Общая химия [Электронный ресурс] / Попков В.А., 2010, ГЭОТАР-Медиа «Консультант студент»

4.Материалы лекций.

ЗАНЯТИЕ №2

I.Тема 2: Буферные системы и их роль в организме человека

II. Актуальность темы: В процессе жизнедеятельности в организм поступают извне, а также образуются в результате метаболизма продукты, имеющие как кислый, так и основной характер, однако в норме они не изменяют рН внутренней среды благодаря защитным механизмам, регулирующим кислотно-основное равновесие. Различают физиологические и физико-химические механизмы регуляции кислотного-основного равновесия в организме.

В основе физиологических механизмов регуляции кислотно-основного равновесия лежат процессы метаболизма, дыхания и мочевыделения, которые изучаются в курсах биохимии, нормальной физиологии, патологической физиологии. В основе физико-химических механизмов лежит поддержание постоянства рН внутренней среды буферными системами организма, которые представлены буферными системами крови, клеток и внеклеточных пространств тканей.

III. Цель: Сформировать представление о буферных системах и их значения для жизнедеятельности организма.

IV. Исходный уровень:

1.Понятие о слабых и сильных электролитах.

2.Реакции ионного обмена.

V.Учебно-целевые вопросы:

1.Основные определения: буферные системы, компоненты буферной системы.

2.Механизм действия компонентов буферных систем при поддержании рН.

3.Буферные системы крови.

4.Классификация буферных систем.

5.Расчет рН буферных систем.

6.Буферная емкость и факторы, влияющие на неё.

7. Понятие кислотно-основного состояния и его нарушение: алкалоз, ацидоз

VI. После изучения темы студент должен

знать:

- суть механизма действия буферных систем;

- буферные системы крови;

- сущность механизма действия гемоглобин-оксигемоглобин буферной системы;

- сущность кислотно-основного состояния и его нарушения

уметь:

- производить вычисления по определению рН буферных систем;

- проводить расчеты значений рН, рОН и концентрации ионов водорода (гидроксония)

владеть

- навыками приготовления буферных растворов (ацетатного и фосфатного).
VII. Теоретический материал

Буферные растворы.

Буферные растворы обладают свойствами противодействовать изменению рН как при добавлении кислот и щелочей. Так и при разбавлении.

Буферные растворы, как правило, состоят из:

1. 
   Слабой кислоты и соли этой кислоты и сильного основания (СН₃СООН + СН₃СООNa)
   
2. 
   Слабого основания и соли этого основания и сильной кислоты (NH₄OH и NH₄Cl)
   
3. 
   Cмеси солей кислых или средних и кислых (NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄; NaHCO₃ и Na₂CO₃)
   

Концентрацию [Н⁺] в буферном растворе, состоящем из слабой кислоты и ее соли определяем по формуле:

[Н⁺] = Кк • [к-та]

[соль] (1)

а рН по формуле Гендерсона-Гассельбаха получаем из уравнения

рН = рКк + lg [соль]

[к-та] (2)

рК – показатель константы диссоциации слабого электролита (кислоты)

[соль] – концентрация соли в буферном растворе, моль/л

[к-та] – концентрация кислоты в буферном растворе, моль/л

Для буферных растворов, состоящих из слабого основания и его соли:

[ОН^-] = Ко [основ.] (3)

[соль]

рН = 14 – рКо – lg [соль]

[основ] (4)

или рН = 14 – рКо + lg [основ]

[соль] (5)

рКо – показатель константы диссоциации слабого электролита (основание)

[основ] – концентрация основания в буферном растворе, моль/л

В уравнениях (2, 4, 5) вместо концентраций можно использовать количества компонентов, участвующих в образовании буферной системы.

рН = рКк + lg n_соли

n_к-ты
рН = 14 – рКо – lg n_соли

n_осн
рН = 14 – рКо + lg n_осн

n_соли

n_соли = Сс • Vc; n_k = Ck • Vk; n_осн = С_осн • V_осн

если n_c = n_k , то выражение (2, 4,5) будет:

рН = рКк + lg Vc (6)

Vk
рН = 14 – рКо – lg Vc (7)

Vосн.
рН = 14 – рКо + lg Vосн (8)

Vc

Буферная емкость – определяется числом моль эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которые необходимо добавить к 1л буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу.

n I

В_к = ___Z________ (9)

| рН| • Vб.с.

n I щ

В_щ = ___Z________ (10)

| рН| • Vб.с.

г де n I_x - количество эквивалентов сильного электролита

Z

V – объем электролита (мл, л)

V – объем буферной системы (мл, л)

| рН| – разность рН по модулю

КЛАССИФИКАЦИЯ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ

1. Кислотные. Состоят из слабой кислоты и соли этой кислоты. Например, ацетатная буферная система (CH₃COOH/СН₃СООNa), гидрокарбонатная буферная система (H₂CO₃ /NaHCO₃).

2. Основные. Состоят из слабого основания и его соли. Например, аммиачная буферная система (NH₃H₂O/NH₄Cl).

3. Солевые. Состоят из кислой и средней соли или двух кислых солей. Например, карбонатная буферная система (NaHCO₃/Na₂CO₃), фосфатная буферная система (КН₂PO₄/К₂НPO₄).

4. Аминокислотные и белковые. Если суммарный заряд молекулы аминокислоты или белка равен нулю (изоэлектрическое состояние), то растворы этих соединений не являются буферными. Их буферное действие начинает проявляться тогда, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из изоэлектрического состояния в форму “белок-кислота” или соответственно в форму “белок-основание”. Образуется смесь двух форм белка: а) слабая “белок-кислота” + соль этой слабой кислоты; б) слабое “белок- основание” + соль этого слабого основания:



где R - макромолекулярный остаток белка.

Расчет рН буферных систем

Для расчета рН в буферном растворе на примере ацетатного буфера рассмотрим процессы, в нем протекающие, и их влияние друг на друга.

Ацетат натрия практически полностью диссоциирует на ионы, ацетат-ион подвергается гидролизу, как ион слабой кислоты:

CH₃COONa ⇄ Na⁺ + CH₃COO^–

CH₃