Дослід №1. Реакції іонного обміну в розчинах електролітів.

Провести реакції між розчинами електролітів у результаті яких утворюються осади, газоподібні сполуки та слабкі електроліти. Пояснити спостерігаємі явища, на- писати рівняння реакцій в молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.

Дослід №2. Основні випадки гідролізу солей.

До п’яти пробірок містять по 1 г сухих солей: Na₂SO₄, ZnCl₂, К₂CO₃, (NH₄)₂CO₃, Pb(CH₃COO)₂.

Розчиняють їх у воді. До кожної пробірки додають краплю індикатора (наприк-лад, лакмусу). Відзначають зміну забарвлення індикатора, якщо вона відбулася.

Написати рівняння гідролізу, вираз константи гідролізу для кожного ступеня, указати рН середовища.

 

Дослід №3. Реакції взаємного посилення гідролізу.

До пробірки містять 5-6 крапель розчину хром (ІІІ) хлориду та додають розчин натрій карбонату до утворення малорозчинного осаду. Аналогічний дослід вико-нують з розчином алюміній (ІІІ) сульфату додаючи до нього розчин натрій сульфіду, до утворення осаду. Написати відповідні рівняння реакцій та пояснити, чому при взаємодії розчинів вищенаведених солей гідроліз відбувається незворотно.

 

Висновок:

Рекомендована література

1. Біонеорганічна, фізична, колоїдна і біоорганічна хімія. Вибрані лекції. Навч. посібник / Л.О. Гоцуляк та ін. – Одеса:

Одес. держ. мед. ун-т, 1999.

2. Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия. – М.: Высшая школа, 1990.

3. Калібабчук В.О., Грищенко Л.І., Галинська В.І. Медична хімія. – К.: Інтермед, 2008.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. – М.: Высшая школа, 1989.

5. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця: Нова книга, 2013.

6. Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. – Львів: Світ, 1994.

7. Миронович Л.М., Мардашко О.О. Медична хімія. – К.: Каравела, 2007.

8. Физическая и коллоидная химия. Под ред. проф. Кабачного В.И. – Харьков: Изд-во НФАУ, 2001.

9. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. – К.: Вища школа, 1986.

Практична робота №3

 

Тема: Буферні розчини. Розрахунок рН буферних розчинів

Мета роботи: узагальнити знання про буферні розчини, їх практичне застосування, механізм буферної дії, значення буферних систем в біологічних системах та клінічних дослідженнях, навчитися розраховувати рН буферних розчинів.

Питання до самостійної підготовки.

1. Склад буферних розчинів згідно з протолітичною теорією Бренстеда–Лоурі.

2. Механізм буферної дії.

3. Буферна ємність. Розрахунок буферної ємності за кислотою та лугом.

4. Розрахунок рН буферних розчинів. Рівняння Гендерсона–Гассельбаха.

5. Буферні системи крові.

6. Кислотно-основна рівновага в організмі. Поняття про ацидоз та алкалоз.

Хімічний посуд: штатив із пробірками, колби для титрування, бюретки, піпетки (дозатори).

Реактиви: 0,1 н розчини СН₃СООН, СН₃СООNa, НCl, NaОН; універсальний індикатор, метил-оранж, спиртовий розчин фенолфталеїну; сироватка крові; дистильована вода.

Теоретична частина

Для створення та підтримання сталого значення рН реакційного середовища при перебігу реакцій в хімічних і біологічних системах використовують буферні розчини. Буферний розчин перешкоджає зміні рН, яка може відбуватися при розведенні розчину або при додаванні до нього сильної кислоти чи сильної основи.

Буферні розчини – це суміш слабкої кислоти і солі цієї кислоти, або суміш слабкої основи і солі цієї основи, або суміш розчинів солей багатоосновних кислот різного ступеня заміщен- ня. Таким чином, буферна система – це суміш спряженої кислоти і основи.

 

Таблиця 2. Буферні розчини.

 

Назва буферного розчину	Склад буферної системи	Значення рН
Форміатний Ацетатний Фосфатний Амоніачний Карбонатний	0,1 М НСООН (кислота) + 0,1 М НСООNа (основа) 0,1 М СН3СООН (кислота) + 0,1 М СН3СООNа (основа) 0,1 М NаН2РО4 (кислота) + 0,1 М Nа2НРО4 (основа) 0,1 М NН4ОН (основа) + 0,1 М NН4Cl (кислота) 0,05 М NаНСО3 (кислота) + 0,05 М Nа2СО3 (основа)	3,75 4,76 6,6 9,22 9,93

 

Буферна дія заснована на тому, що окремі компоненти буферних сумішей зв’язують іони Н ⁺ або ОН^– з утворенням слабких електролітів.

Наприклад,додавання до ацетатного буферу натрій гідроксиду або хлоридної кислоти:

 

СН₃СООН _{(кислота)} + NaОН → СН₃СООNa + Н₂О, СН₃СООН + ОН^– → СН₃СОО^– + Н₂О,

 

СН₃СООNа _{(основа)} + HCl → СН₃СООН + NаCl, СН₃СОО^– + H⁺ → СН₃СООН.

 

Якщо до 1 л ацетатної буферної суміші (рН = 4,76) додати 100 мл 0,1 М хлоридної кис-лоти, то рН зміниться від 4,76 до 4,66. При додаванні HCl до чистої води, рН зміниться в ме-жах від 7 до 2. При розведенні співвідношення концентрацій СН₃СООН до СН₃СООNа не змінюється.

Кількісно буферні розчини характеризують буферною ємністю – це число еквівалентів сильної кислоти або сильної основи, яке необхідно додати до 1 л буферного розчину, щоб значення рН змінилося на одиницю. Вимірюється буферна ємність у моль/л.

Буферна ємність розчину залежить відприроди речовини, тобто К_д кислоти або основи та співвідношення концентрацій кислоти і солі чи основи і солі. Чим ближче це співвідно-шення до одиниці та вище концентрація компонентів, тим більше буферна ємність.

Обчислюють буферну ємність В за кислотою або за лугом:

де С – концентрація електроліту;

V – об’єм електроліту.

 

Значення рН будь-якої буферної системи обчислюють, виходячи зі значення константи дисоціації кислоти або основи (а точніше р K_a або p K_b) і молярних концентрацій цієї кислоти або основи в розчині.

Розрахунок рН ацетатного буферу.

CH₃COOH «CH₃COO^– + H⁺

Рівняння Гендерсона–Гассельбаха для розрахунку рН ацетатного буферу має вигляд:

Розрахунок рН амоніачного буферу.

NH₄OH «NH₄⁺ + OH^–

 

Ураховуючи, що рН = 14 – рОН, тоді

Для нормального функціонування організму необхідне підтримання сталих характерис- тик крові і тканинних рідин: рН, температури, тиску та концентрації речовин. Зміна рН будь-яких біологічних систем, особливо крові, може призвести до патологічних процесів в орга-нізмі. Тому важливим є підтримання рН у визначених межах, характерних для здорового ор-ганізму (7,36). Регуляторними системами, що забезпечують сталість рівня рН крові і тканин-них рідин, є буферні системи крові (гідрогенкарбонатна, фосфатна, оксигемоглобін-гемогло-бінова та білкова), діяльність легень та видільна функція нирок.

Кислотно-основний стан організму можна оцінити за допомогою рівняння Гендерсона–Гассельбаха, виведеного для гідрогенкарбонатної буферної системи, яка діє переважно в ери-троцитах та в позаклітинних рідинах:

 

у плазмі крові (при 37°С) встановлюється рівновага Н₂СО₃ «Н⁺ + НСО₃^–, p K_{а (I)} = 6,1.

 

Зміщення кислотно-лужної рівноваги в бік підвищення концентрації гідроген(+1)-іонів та зменшення резервної лужності має назву ацидоз, а зміщення його в бік зниження концен-трації гідроген(+1)-іонів та збільшення резервної лужності – алкалоз.