 |
Главная |
Общая, активная и потенциальная кислотность
 2016-09-17 |
 5993 |
 Обсуждений (0) |
из
5.00
|
Содержание кислот в биологических жидкостях и в окружающей среде относятся к факторам влияющим на функционирование клеток, отдельных органов и организма в целом. Поэтому определение кислотности желудочного сока, крови, мочи относят к обязательным анализам, при диагностики заболевания.
Охрана окружающей среды так же требует постоянного контроля кислотности почвы, водоемов, осадков.
Кислотность подразделяется на:
Общую - [Н+]общ
Активную свободную - [Н+] акт
Потенциальную (связанною) - [ Н +]пот, которая измеряется в молл/л, в клинической практике в титрационных единицах.
Общая кислотность - концентрация ионов Н+ (свобод и связанных) присутствующих в растворе. Равна сумме нормальных концентраций всех кислот в растворе.
Общую кислотность определяют титрованием щелочью, в присутствие индикатора, точка эквивалентности которой (точкам перехода окраски) лежит в диапазон рН= 8-10 (слабощелочная среда). В качестве индикатора как правило используют фенолфталеин. (Титрование ведут до появления устойчивой, слабо розовой окраски).
Активные кислоты концентрации свободных ион Н+ присутствуют в растворах.
Ионы Н+ появляются как в результате диссоциации сильных кислот так и слабых, CH3COOH =CH3COO- + H+
Поэтому под активной кислотностью, понимают суммарную нормальную концентрацию присутствующие в растворе сильных кислот.
Эту кислотность определяет либо инструментальными методами (ионамеры, рН - метры), либо титрование сильной щелочью, в присутствии индикатора точка эквивалентности которая лежит в диапазоне рН 2-4.
Если в качестве индикатора использовать метилоранж то титрование ведут до перехода окраски с розовой на желтый.
Потенциал (связанная) кислотность - концентрация ионов Н+ связанных с молекулами или ионами, слабых кислот. Определяют, как разность между общей и активной кислотностью, равна суммарной нормальной концентрации слабых кислот.
Для определения всех типов кислотности титрование проводят сил щелочью в присутствие двух индикаторов (метиловокрасный (активная кислотность), фенолфталеина (общая кислотность)).
Отмечают 2 точки эквивалентности:
При рН 2-4 определяет активную кислотность;
При рН 8-10 определяет общую кислотность.
По разности между общей и активной кислотностью определяют потенциальную (связанную кислотность):
[H+]пот = [H+]общ – [H+]акт
В биохимических исследования при определении кислотности желудочного сока в качестве сильных кислот выступает НСl в качестве связанной кислоты - соли белкового происхождения, нейтрализация которой протекает по уравнению:
[R-NH3+]Cl- + OH- R*NH2 + H2O + Cl-
К клинической практике. Кислотность желудочного сока выражают в клинических (титрационных (т.е)) единицах - число мл 0,1 молярного раствора (NaOH) которое необходимо затратить на титрование 100 мл отфильтрованного желудочного сока.
В норме общая кислотность желудочного сока должна составлять 40-60 т.е. При язве повышенная кислотность, при инфекционных заболеваниях, гастрите, раке - пониженная. В норме активных кислот - 20-40 т.е
Билет 17
1. Электролитическая диссоциация (ЭД). Механизм ЭД. Степень и константа диссоциации, их взаимосвязь. Закон разбавления Оствальда.
По своей способности проводить электрический ток, все вещества можно разделить на электролиты – растворы или расплавы этих веществ проводят электрический ток, и неэлектролиты - растворы или расплавы этих веществ не проводят электрический ток.
Основные положения теории ЭД:
При растворении или расплавлении молекулы электролитов распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Процесс распада молекул электролита на ионы при растворении или расплавлении – диссоциация.
При пропускании постоянного электрического тока через растворы (расплавы) электролитов положительно заряженные ионы двигаются к отрицательно заряженному электроду (катоду) – катионы, отрицательно заряженные ионы к положительно заряженному электроду (аноду) – анионы.
Диссоциация – обратимый процесс: одновременно с распадом молекул на ионы протекает обратный процесс – образование из ионов исходных нейтральных молекул.
Электролитическая диссоциация-распад электролитов в растворителях на + и – заряж частицы. При диссоциации + заряж катоды движутся к аноду. Диссоциация процесс обратимый.
механизм ЭД: 1. Диссоц веществ с ионной хим связью. За счет электролитическог притяжения диполя воды вырывают поверх ионы и приводят их в расвтор, при этом ионы в растворе нах в гидротированном состоянии. 2.диссоциация веществ с полярной ков связью. Полярная молекула за счет электростатического действия воды поляризуется и распадается на катионы и анионы.причины диссоциации:взаимодейсвтия с полярными молекулами растворителя
Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации 
- показывает какая часть молекулы распалась на ионы:
(1).
для сильных=1. Для слабых <1. зависит от природы вещества, концентрации и t. Чем меньше конц тем больше . Чем больше t тем больше .
Молекулы сильных электролитов практически полностью диссоциируют в растворе ( стремится к 1), молекулы слабых электролитов диссоциируют в очень незначительных степенях ( намного меньше 1).
В растворах слабых электролитов имеет место равновесие, которое характеризуется своей константой равновесия – константой диссоциации (для раствора слабых кислот - 
, для растворов слабых оснований - 
).
Т.к. степень диссоциации и константа диссоциации характеризуют один и тот же процесс – диссоциацию слабого электролита, то между ними существует связь.
- закон разбавления Оствальда: при снижении концентрации в растворе слабого электролита (разбавление раствора) степень диссоциации возрастает.
Кд=( )^2*См/1-
Константа диссоциации слабых электролитов - табличные данные, не зависят от концентрации ионов в растворе, а зависят только от температуры. К сильным электролитам относятся:
все растворимые основания – щелочи (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов). Константа равновесия диссоциаци слабых кислот и оснований называется константа диссоциации.
Констант диссоциациидля сильных электролитов – нет.
2. Комплексные соединения, классификация, структура, номенклатура. Химическая связь в КС.
- вещества, молекулы которых содержат комплексный ион.
Структура комплексных соединений:
[Ag(NH3)2]CL, где
Ag – ион – комплексообразователь; (NH3)2 – лиганд; 2- координационное число; CL – ион внешней сферы; [Ag(NH3)2] – комплексный ион.
В качестве ионов комплексообразователей, как правило, выступают катионы переходных Ме ( d – элементы) 1, 2, 7,8 групп.
В качестве лигандов могут выступать :
1)простые ионы(Fˉ,Clˉ..)
2)сложные ионы( СNˉ,S2O3ˉ)
3)нейтральные молекулы( Н2О, NH3..)
4)органические молекулы сложного состава( комплексон 3=трилон Б=ЭДТА=динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты)
В зависимости от заряда комплексного иона различают: катионные, анионные,нейтральные комплексы.
Номенклатура.
Прежде чем дать название комплексному соединению необходимо определить степень окисления иона комплексообразователя. Определяется на основании баланса зарядов в молекуле – суммарный заряд всех частиц, образующих молекулу, должен быть равен 0
С.о иона комплексообразователя в названии комплексных соединений указывается в скобках римскими цифрами.
1) Название катионных комплексов.
К названию анионов внешней сферы добавляется название комплексного катиона, которая образуется путем перечисления лигандов с указанием их количества, далее одно слово следует название Ме – комплексообразователя с указанием его с.о.
[Ag(NH3)2]Cl – хлорид диаминсеребра 1
При нескольких лигандах в комплексном ионе первыми перечисляются те, которые несут заряд. При этом все лиганды связываются с названием комплексообразователя через букву «О», кроме молекулы аммиака ( название –«амин») и молекул воды( «аква»)
2)Анионные комплексы.
Сначала следует название комплексного аниона, который образуется путем перечисления лигандов с указанием их количества, после чего следует название Ме, заканчивающихся на суффиксе «-ат», в скобках указывается с.о комплексообразователя и окончательно следует название катионов внешней сферы.
В названиях комплексообразователей в комплексных анионах используют латинские названия Ме: Fe – феррат; N- никелат; Co – кобальтат..
Образование связи комплексных соединений.
Отличительной особенностью К.С. является наличие прочных ковалентных связей между ионом комплексообразователя и лигандом, преобразованного по донорно- акцепторному механизму, путем размещения неподеленных электронных пар лигандов, в свободных орбиталях ионов комплексообразователей.
Ионная связь образуется между ионом внешней сферы и комплексным ионом.
Билет 18
1. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель (pH и pOH). Индикаторы. Расчет pH растворов слабых электролитов.
Вода является очень слабым электролитом: при комнатной температуре в чистой воде диссоциирует 1 из 10 молекул.
H20↔H++OH-
[H+]=[OH-]=10-7 моль/л при T=250(1)
Как и для любого слабого элуктролита процесс диссоциации воды характеризуется своей константой равновесия:
Kp= 
(2)
Но т.к. концентрация воды практически не изменяется, вносим конценрация воды под знак константы равновесия; произведения двух постоянных также является величиной постоянной, которая получила название ионного произведения воды(KW)
Kw=Kp*[H2O]=[H+][OH-]
Kw=[H+][OH-]
Kw=[H+][OH-]=10-7*10-7=10-14(3)
Kw не зависит от концентрации ионов H+ или OH-, зависит только от температуры. Зная концентрацию одного из ионов H+ или OH- через Kw легко определить концентрацию другого иона
[OH-]= 
(4)
Для количественного отображения концентрации ионов H+ или OH- в растворе ввели понятие водородного показателяpH(аналогичным образом характеризуется и концентрация гидроксилиных ионов OH-=pOH)
pH=-lg[H+](5)
pOH=-lg[OH-](6)
pH≈7 среда нейтральная
pH<7 ([H+]>10-7 моль\л) среда кислая
pH>7 ([H+]<10-7 моль\л) среда щелочная
pH крови 7,35±0,05
Определим связь между pH и pOH, для этого прологарифмируем (3) и результат умножим на -1
-lg [H+]-lg[OH-]=14
pH+pOH=14(7)
Зная pH или pOH легко определить абсолютные концентрации ионов в расворе
[H+]=10-pH
[OH-]=10-pOH(15)
Индикаторы
Индикаторы– вещества, которые изменяют окраску растворов в зависимости от их среды.
Как правило индикатор представляет собой сложные орг молекулы либо слабых кислот либо слабых оснований
HInd↔H++Ind-
Действие индикаторов основано на том, что их молекулярные и ионные формы поглощают видимый свет в разном спектральном диапазоне. При избытке в растворах H+ индикатор преимущественно находится в молекулярной форме(1 окраска). При избытке OH- преимущественно анионная форма(другая окраска).
| Индикатор, pH перехода окраски | Окраска в зависимости от кислотности среды | ||
| кислая | нейтральная | щелочная | |
| Лакмус,≈7 | красный | фиолет | синий |
| Метилоранж, 3-4 | красный | оранж | желтый |
| Фенолфталеин, 8 | - | - | малиновый |
Наиболее точно pH среды (с точностью до сотых единиц pH) опр инструментальными приборами (pH метрами, ионометрами)
Расчет pH растворов слабых электоролитов.
А) растворы слабых кислот
C(HCN)=10-2M
Ka=10-10
α= 
=10-4
[H+]=αCo=10-4*10-2=10-6M
pH=-lg10-6=6
В случае многоосновной слабой кислоты (H2CO3,H3PO4) рассматривать диссоциацию только по 1 ступени, соответственно и константу диссоциации брать по 1 ступени
Б) растворы слабых оснований
C(NH4OH)=0,1 M
Kb=10-5
α 
=10-2
[OH]=αCo=10-2*10-2=10-3M
pOH=-lg10-3=3
pH=14-3=11
2. Коллигативные свойства, законы Рауля, закон Вант-Гоффа
Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:
1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,
2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.
3) осмотическое давление.
1 закон Рауля.Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя.
где Р – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;
Р0– давления насыщенного пара над растворителем, Па;
– мольная доля растворителя;
(ню) кол-во компонентов А и В
Иногда закон Рауля определяют следующим образом. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.
2 закон Рауля.tкипенияраствора выше tкипения чистого растворителя.это связано с тем что давление насыщ.пара становится=атмосферному при более высокой t.Повышение tкипения раствора пропорционально его моляльной концентрации:
Кэ – эбуллиоскопическая константы растворителя,
Cm- моляльная концентрация ( моль/кг)
tзамерзания раствора уменьшается в сравнении с t замерзания чистого растворителя:
Кк – криоскопическая константы растворителя, (кг/моль;
Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и t можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов:
tкип.(р-ра) = tкип.(р-ля) + tкип. tзам.(р-ра) = tзам.(р-ля) – tзам.
Закон Вант-Гоффа.Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора.
где π – осмотическое давление, кПа;
с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/ 
;
R– универсальная газовая постоянная, К);8,314 Дж/(моль
Т – абсолютная температура, К;
Осмос – односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.
Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.
Указанные законы справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов. Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i)- равен отношению частиц в растворе к числу частиц растворенного исходного вещества.
Билет 19
1. Гидролизсолей. Степень и константа гидролиза. Расчет рН растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, сильной кислотой и слабым основанием.
Гидролиз солей:
В общем случае под гидролизом понимают взаимодействие любых веществ с водой.
Рассмотрим частный случай гидролиза – взаимодействие солей с водой.
Признаком протекания гидролиза солей является изменение среды раствора с нейтральной на кислотную или щелочную.
Сущность гидролиза заключается в образовании слабых электролитов – кислоты или основания – с одновременным появлением в растворе избытка Н+ или ОН- .
Если в результате гидролиза образуется слабое основание, то говорят, что гидролиз протекает по катиону, если слабая кислота – по аниону, если одновременно и то и другое – то по катиону и по аниону.
Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:
NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl
NH4+ + Cl- + H2O = NH4OH + H+ + Cl-
NH4+ + H2O = NH4OH + H+ (1)
При гидролизе данных солей в растворе образовался избыток ионов Н+, среда кислая (рН<7).
Так как гидролиз процесс обратимый, то он характеризуется своей константой равновесия.
Кр = [NH4OH]*[H+]/[NH4+]*[H2O] (2)
При гидролизе концентрация воды практически не изменяется; вносим её под знак константы равновесия; произведение 2х постоянных, так же постоянное, которое обозначают Кг – константа гидролиза.
Кг=Кр[H2O] = [NH4OH]*[H+]/[NH4+]
Кг=[NH4OH]*[H+]/[NH4+] (3)
Умножаем числа и знаменатель уравнения (3) на С(ОН-).
Кг=Кw/Кв (4)
Для количественной характеристики процесса гидролиза так же введено понятие степени гидролизаh – отношение С(прогидролизированной соли) к исходной С.
h=Cгидр/C0 (5)
[H+]=[NH4OH]=hC0 (6)
[NH4+]=C0–hC0=C0(1–h) (7)
Подставим уравнение (6) и (7) в уравнение (3):
Кг=h2C0/(1–h) (8)
При гидролизе данных солей h<<1 и её значением знаменателя уравнения (8) можно пренебречь и оно принимает вид:
Кг=h2C0 (9)
h2C0 = Kw/Kв
h=корень из Кw/КвС0 (10)
Рассчитав степень гидролиза и зная С0 из уравнения (6), мы рассчитываем [H+] и определяем рН раствора данной соли.
Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:
NaCN + H2O = HCN + NaOH
CN- + H2O = HCN + OH-
pH>7, среда щелочная, избыток ОН-.
Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:
NH4Cl в результате образуется избыток ионов H+ , среда кислая (pH< 7) .
NH4Cl + HOH туда сюда стрелкаNH4OH + HCl (рН < 7).
NH4+ + HOH туда сюда стрелкаNH4OH + H+
Это обратимый гидролиз
Ход рассуждения: константа гидролиза, степень гидролиза и концентрация ионов ОН- полностью аналогичны рассмотренным в пункте 1.
Кг = Kw/Ka
H = Kw/C0Ka
[OH-] = hC0
2. Растворы, их классификация. Способы выражения концентрации растворов, массовая доля, норм концентрация, молярная концентрация,титр. Коэффициент растрворимости, зависимость от температуры для твердых веществ и газов.
Раствор - однородная смесь, состоящая из частиц растворенного вещества ,растворителя и продуктов их взаимодействия.
Классификация растворов:
-по агрегатному состоянию – твердые,жидкие,газообразные.
-по размеру частиц – коллоидные и истинные. В истинных растворах размер частиц менее 1·10−9 м, частицы в таких растворах невозможно обнаружить оптическими методами; в то время как в коллоидных растворах размер частиц 1·10−9 м — 5·10−7 м, частицы в таких растворах можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа.
- По наличию или отсутствию электролитической диссоциации растворы подразделяют на два класса – растворы электролитов и неэлектролитов.
Растворы электролитов – растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот, оснований.
Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины.
Концентрацию ве-а можно выразить различными способами:
Массовая доля - безразмерная величина, характеризующая отношение растворенного вещества к общей массе раствора. Находится по формуле – 
Нормальная концентрация 
-количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль - экв. /л или г - экв./л .Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции (не ОВР!) эквивалента одному иону водорода. 
Молярная концентрация - количество растворённого вещества (число моль) в единице объёма раствора. Молярная концентрация выражают в моль/л .Находим по формуле - 
.( ню/объем)
Моляльная концентрация 
— количество растворённого вещества (число моль) к массе растворителя. Измеряется в моль/кг. Находится по формуле 
.
Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора. Находится по формуле – 
.
Коэффициент растворимости – отношение массы безводного растворенного вещества к массе воды. Находится по формуле - 
.
Растворимость вещества имеет непосредственную зависимость от температуры. Как правило, растворение твердых тел сопровождается поглощением теплоты (т.к. необходимо затратить энергию на разрыв связей в кристалле). Поэтому при повышении температуры растворимость возрастает.
Растворение газа в жидкости можно формально представить уравнением реакции:
газ + жидкость = жидкий раствор + Q . Применяя к нему принцип Ле Шателье,
который говорит что, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса (в данном случае влево). Т.е. при повышении температуры растворимость газа уменьшается.
Билет 20
1. ОВР. Основные понятия. Метод электронного баланса. Метод полуреакций. Классификация ОВР.
ОВР – реакции, происходящие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается. В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается
Степень окисления – условный заряд атомов в молекуле или сложном ионе, вычисляется, исходя из предположения, что молекулы состоят только из ионов, причем сумма степени о-ния в молекуле равна 0, а в сложном ионе – заряду иона.
Правило определения С.О. :
С.О. атомов в простых в-вах (Н2, О2, металлы) равна 0
С.О. Н2 в соединениях всегда +1, за исключением соединений с металлами (NaH, CaH2)
С.О. О2 в соединениях всегда -2, за исключением Н2О2 и ее солей
металлы в соединениях проявляют только положительную С.О., причем у металлов с постоянной валентностью (щелочные/щелочноземельные металлы, Zn, Al) С.О. равна номеру их группы
Восстановитель– вещество, которое отдает электроны;
Окислитель – вещество, принимающее электроны;
Восстановление – процесс присоединения электронов;
Окисление – процесс отдачи электронов
При протекании ОВР должен соблюдаться баланс зарядов – число отданных и принятых электронов должно быть равно. На этом основан подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Применяют 2 метода:
метод электронного баланса;
метод полуреакций
Алгоритм метода электронного баланса:
определяем С.О. атомов, изменивших свою С.О. в ходе реакции;
составляем схемы перехода электронов для восстановителя и окислителя;
находим наименьшее общее кратное между числом отданных и принятых электронов;
разделив полученное число на количество отданных электронов, находим коэффициент к восстановителю, разделив на кол-во принятых электронов – к окислителю;
переносим полученные коэффициенты к восстановителю и окислителю и к их продуктам в основное уравнение реакции; для остальных участников реакции коэффициент находим на основании материального баланса – число атомов каждого элемента в левых и правых частях уравнения должно быть равно.
Окончательная проверка правильности ОВР – баланс по кислороду.
| 2016-09-17 |
5993 |
Обсуждений (0) |
из
5.00
|
Обсуждение в статье: Общая, активная и потенциальная кислотность |
|
Обсуждений еще не было, будьте первым... ↓↓↓ |
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...
Система поиска информации
Мобильная версия сайта
Удобная навигация
Нет шокирующей рекламы