Какой индикатор используют в методе перманганатометрии?

а) метилоранж б) фенолфталеин в) крахмал г) не используется

Какая реакция относится к окислительно-восстановительным реакциям?

2Na2CrO4+H2SO4 Na2Cr2O7+Na2SO4+H2O

б) 6NaOH+Cr2(SO4)3 2Na3Cr(ОH)6+3Na2SO4

в) Bi (NO3)3+2KOH Bi (OH)2NO3+2KNO3

г) 4KMnO4+4KOH 4K2MnO4+O2+2H2O

4. До каких ионов восстанавливается Мn+7 в нейтральной среде.

Mn+7Mn2+

Mn+7 Mn+4

Mn+7Mn+6

а) 1 и 2 б) 1,3 в) 3 г) 1

Одинаковы ли молярные массы эквивалента КМnО4 в разных средах?

а) да б) нет в) при низкой температуре г) при высокой температуре

6. Какой элемент понижает степень окисления в данной реакции?

3 As2S3+28HNO3+4H2O 6H3AsO4+9H2SO4+28NO

а) S б) As в) N г) H д) As,S

7. Какую роль выполняет КМnО4 в окислительно-восстановительных реакциях?

а) окислитель в) окислитель и восстановитель

б) восстановитель г) и не окислитель и не восстановитель.

8. Какие элементы повышают степень окисления в данной реакции?

3As2S3+28HNO3+4H2O 6H3AsO4+9H2SO4+28NO

a) As;Nб) As;Sв) S;Nг) As;H

9. Определите молярную массу эквивалента щавелевой кислоты в данной реакции:

2KМnO4+5H2C2O4+3H2SO4 2MnSO4+K2SO4+10CO2+8H2O

M(H2C2O4)б) M(1/4 H2C2O4)в) M(1/2 H2C2O4)

г) M(1/3 H2C2O4)

10. Какие свойства проявляет H2O2 в химических реакциях?

а) окислитель в) и окислитель, и восстановитель

б) восстановитель г) донор протонов

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5

5.1 Установление концентрации раствора перманганата калия

Методика работы: в колбу для титрования внести 10,00 мл раствора Н2SO4 (1:4), добавить 2,00мл насыщенного раствора MnSO4 (катализатор), отмерить пипеткой 20,00мл стандартного раствора щавелевой кислоты нагреть до 70-800С и титровать раствором KMnО4 до появления от одной капли бледно-розовой окраски, не исчезающей в течение 30 сек. Титрование повторить еще 2 раза. Экспериментальные данные внести в таблицу. Из сходящихся результатов взять среднее арифметическое значение и вычислить молярную концентрацию эквивалента и титр раствора перманганата калия.

№	V(Н2С2О4), мл	с(1/2Н2С2О4), моль/л	V(KmnО4), мл	с(1/5KMnО4), моль/л	t(KMnО4) г/моль
1 2 3

Расчеты произвести по формуле:

, моль/л

, г/мл

М(1/5KMnО4) - молярная масса эквивалента KMnО4;

М(1/5KMnО4) = 31,61 г/моль

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6

6.1 Определение содержания Fe(II) в соли Мора (NH 4) 2SO4 *FeSO4 6H2O

Определение содержания Fe(II) в соли Мора основано на том, что ион Fe2+ окисляется в Fe3+. В колбу для титрования налить 10 мл раствора соли Мора, добавить столько же 2н раствора H2SO4. Бюретку заполнить 0,0196н рабочим раствором KMnO4. Титрование вести на холоду до появления неисчезающего слабо - розового окрашивания. Реакция между солью Мора и KMnO4 в кислой среде выражается уравнением:

2KMnO4+10(NH 4) 2SO4 *FeSO4 +8H2SO4 = K2SO4+2MnSO4+10(NH4)2SO4 + +5Fe2(SO4)3+8H2O

Mn7++5e=Mn2+ | I | 2 fКМnО4 = 1/5

Fe2+ - Ie=Fe3+ | 5 | 10 fFеSO4 = 1

Титрование повторить три раза. Для расчета пользоваться средним значением объема VKMnO4 затраченного на титрование.

№ опыта	Vр-ра соли Мора, мл	VH2 SO4 мл	VKMnO4 мл	NFeSO4 г-экв/л	TFe(II) г/мл	PFe(II)%
1 2 3
Среднее значение

При определеии количественного содержания Fe(II) в соли Мора следует помнить, что Fe(II) в состав соли Мора входит в виде FeSO4, поэтому нормальность исследуемого раствора вычисляется относительно FeSO4.

Например, если на титрование 10 мл раствора соли Мора в среднем затрачено 9,8 мл 0,0196 н раствора KMnO4, то расчеты ведутся по формулам: ЭFe(II) = Aт, вес Fe(II) = 55,84.

СFeSO4 = СKMnO4*VKMnO4 = 0,0196*9,8 = 0,0192 г-экв/л

Vсоли Мора 1

TFe(II) СFeSO4 * МFe *fFe = 0,0192 * 55,84 = O.OO107 г/мл

Исследуемый раствор соли Мора приготовлен растворением навески 0,3456г соли Мора в мерной колбе на 50 мл. следовательно, в 50 мл раствора соли Мора содержится Fe(II):

TFe(II) * 50 мл = 0,00107 г/мл * 50 мл = 0,0535 г.

Тогда, процентное содержание Fe(II) Р в навеске 0,3456 г соли Мора будет:

0,3456 - 100%

0,0535 - РРFe(II) = 0,0535 * 100 = 15,19%

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7

7.1 Контрольно-аналитическое определение массы пероксида водорода в растворе

Пероксид водорода в реакциях окисления-восстановления с KMnО4 проявляет свойства восстановителя, и процесс протекает по следующему уравнению реакции:

2KMnО4 + 5Н2О2 + 3Н2SO4 2Mn SO4 + K2 SO4 + 5О2 + 8Н2О

Методика работы: Колбу для титрования наполнить определенным объемом раствора Н2О2 ( преподаватель дает в виде контрольной работы) , добавить 3,0мл раствора Н2SO4 /1:4/, добавить 2 мл MnSO4 и титровать раствором KMnО4 до появления неисчезающей розовой окраски. Титрование повторить еще два раза. Экспериментальные данные внести в таблицу. Из сходящихся результатов взять среднее арифметическое значение и произвести расчет:

№	V(Н2О2), мл	с(1/5KMnО4), моль/л	V(KMnО4), мл	m(Н2О2), г
1 2 3

Расчеты произвести по формуле:

c(1/5KMnО4) -молярная концентрация эквивалента раствора KMnО4

М (1/2 Н2О2) -молярная масса эквивалента Н2О2

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8

8.1 Определение окисляемости воды (обратное титрование)

В питьевой воде содержатся в незначительном количестве восстановители (закисное железо, соли сернистой, азотистой кислот, органические кислоты).

Качество водопроводной воды для питья контролируется органами санитарного надзора. Одна из проб - проба на окисляемость. Окисляемость выражается числом миллиграммов перманганата калия, израсходованного на окисление веществ в одном литре воды.

Сущность метода заключается в том, что перманганат калия, являясь сильным окислителем, реагирует с восстановителями, присутствующими в воде по следующей схеме:

Mn+7 +5e =Mn+2

Избыток внесенного КMnO4 титруется щавелевой кислотой:

2 Mn+7 + 5 С2О42- = 2 Mn2+ + 10 CO2

Не вступившая в реакцию щавелевая кислота титруется перманганатом калия по приведенному выше уравнению.

Методика работы: В колбу для титрования помещают 100,00мл водопроводной воды, добавляют 5,00 мл раствора разбавленной (1:3) серной кислоты, точно 10,00 мл раствора перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента 0.0100 моль/л и взбалтывают в течении 10 мин. Затем в колбу вносят точно 10,00 мл раствора щавелевой кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,0100 моль/л и перемешивают кругообразным взбалтыванием.

Обесцвеченный раствор титруют раствором перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента 0,0100 моль/л до появления слабо-розового окрашивания. Определение повторить еще два раза, экспериментальные данные внести в таблицу. Из сходящихся результатов взять среднее арифметическое значение и определить окисляемость воды по следующей формуле:

x=

№	V(Н2О), мл	с(1/5 KMnО4), моль/л	V(KMnО4), мл	с(1/2Н2С2О4), моль/л	x(Н2О)
1 2 3

Методы окислительно-восстановительного титрования. Иодометрия.

Цель занятия: Научиться на основе знания закономерностей протекания окислительно-восстановительных реакций проводить количественные определения лекарственных препаратов методом иодометрии.

Значимость изучаемой темы. Методы окислительно-восстановительного титрования широко применяются в клиническом, санитарно-гигиеническом анализе, анализе лекарственных препаратов.

Методом иодометрического титрования можно проводить определения, как восстановителей, так и окислителей, что делает этот метод весьма широко применяемым в титриметрическом анализе.

Этим методом определяют содержание альдегидной и кетонной групп, ацетона, хинона, антипирина, пероксида водорода, свободного хлора в воде, меди/П/, нитритов в растворах и др.

Иодное число важно для оценки пищевой пригодности жиров.

Исходный уровень знаний.

Закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций.

Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Учебный материал для самоподготовки.

И.К. Цитович. Курс аналитической химии. М.,1985,стр.282

А.В.Бабков, Г.Н.Горшкова, А.М.Кононов. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа.М.,1976,стр.142

В.Н.Алексеев. Количественный анализ.М.,1972.,стр.395.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы

1. Теоретические основы метода иодометрии

1.1.Иодометрическое определение восстановителей

1.2.Иодометрическое определение окислителей

2. Теоретические основы лабораторной работы

2.1.Уравнение химической реакции

2.2.Принцип действия индикатора

2.3.Методика выполнения лабораторной работы

2.4.Расчетные формулы

2.5.Выводы из результатов анализа

3. Применение метода в меди

4. Лабораторная работа

Блок информации

Метод иодометрического титрования.

Метод основан на окислительно-восстановительных процессах, связанных с восстановлением I2 до ионов: I-

или с окислением I- ионов до I2

или окислением I- ионов до I2

Свободный иод является относительно слабым окислителем, а анион I-- сильным восстановителем. В титриметрическом анализе раствором иода пользуются для определения восстановителей - прямое титрование, и раствором КI - для определения окислителей методом замещения. Раствор иода в присутствии крахмала приобретает синюю окраску. Следовательно, в первом случае при титровании раствора восстановителя раствором иода в точке эквивалентности раствор в присутствии крахмала от одной лишней капли раствора иода приобретает синюю окраску.

При определении окислителей методом замещения к раствору окислителей добавляют КI. При этом выделится молекулярный иод в эквивалентном количестве окислителю. Его затем определяют стандартизированным раствором тиосульфата натрия. Таким образом, количество окислителя вычисляют по объему Na2S2O3, который эквивалентен количеству выделившегося I2. Индикатором метода замещения также является крахмал, образующий с иодом смешанное комплексно-адсорбционное соединение интенсивно синего цвета.

Определение восстановителей методом иодометрического титрования можно проводить по методу обратного титрования. При этом к исследуемому раствору добавляют в избытке титрованный раствор иода. С определяемым веществом реагирует эквивалентное его количество. Избыток иода оттитровывают рабочим раствором тиосульфата натрия. Таким образом, зная общее количество иода и непрореагировавшего избытка, рассчитывают количество иода, эквивалентное исследуемому веществу.

Обучающие задачи и эталон их решения.

Задача №1. Количественное определение мышяковистого ангидрида- As2О3 -проводят иодометрическим титрованием. Этот препарат используется как некротизирующее средство при кожных заболеваниях, в стоматологии, внутрь -при малокровии, истощении, неврастении. Определить массовую долю /%/ As2О3 в препарате, 1,40 г которого растворили в мерной колбе на 250,00 мл. На окисление 25,00 мл полученного раствора израсходовано в среднем 24,10 мл 0,0980 моль/л раствора I2.

ДАНО:

m(препарата) =1,40г

V(р-р) =250,0мл

V(As2О3) =25,00мл

V(I2) =24,10мл

с(1/2I2) =0,0980моль/л

М(As2О3) =197,8 г/моль

щ% (As2О3) = ?

Эталон решения.

Уравнение протекающей реакции:

As2О3 + 2I2 + 5Н2О = 2Н3 AsО4 + 4НI

2As3+ - 4з 2As5+21

I20 + 2з2I-12

2As3+ + 2I20 2As5+ + 4I-

Следовательно, молярная масса эквивалента мышьяковистого ангидрида равна:

Молярная масса эквивалента иода равна:

По закону эквивалентов находим молярную концентрацию эквивалента раствора As2О3:

с(1/4 As2О3) · V(As2О3) = с(1/2 I2) · V(I2)



Находим титр полученного раствора:

Находим массу As2О3 в 250,00 мл раствора:

m(As2О3) = t(As2О3) · V(р-р) = 0,00731 · 250,0 =1,1827г.

Находим массовую долю (%)As2О3 в медицинском препарате:

Ответ: щ% (As2О3)=84,48%

Задача №2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента не разведенного и титр раствора Н2О2, применяемого в качестве дезинфицирующего средства для промываний и полосканий, гнойных ран на титрование 15,00 мл этого раствора израсходовано в среднем 13,80мл 0,0180 моль/л раствора тиосульфата натрия.

ДАНО:

V(Н2О2) = 15,00мл

V(Na2S2O3)= 13,80мл

с(Na2S2O3) =0,01800 моль/л

М(Н2О2)= 34,0 г/моль

М(Na2S2O3·5Н2О) = 248,21 г/моль

с (р-р) = 1,00 г/мл

щ%( Н2О2) = ? с (1/2Н2О2)= ?

Эталон решения.

Уравнение происходящей реакции:

Н2О2 + 2КI + Н2SO4 = К2 SO4 +I2 + 2Н2О (О2)2- + 2з 2О2-1

2I - - 2з I201

(О2)2- + 2I - 2О 2- + I20

Следовательно, молярная масса эквивалента пероксида водорода равна:

1. По закону эквивалентов находим молярную концентрацию эквивалента раствора Н2О2

с(1/2 Н2О2) · V(Н2О2) = с(Na2S2O3) · V(Na2S2O3)

Находим титр раствора Н2О2

t(Н2О2) =

Ответ:

с(1/2Н2О2)= 0,01656 моль/л, t(Н2О2) =0,00002815г/мл.

С6Н8О6 +I2 С6Н6О6 +2НI

5. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и титр раствора аскорбиновой кислоты, если 1,20г ее препарата растворено в 100,00 мл воды. На титрование 15,00 мл этого раствора в присутствии крахмала израсходовано 21,00мл 0,09730 моль/л раствора иода.

Ответ:

с(1/2 С6Н8О6)=0,1362 моль/л, t(С6Н8О6 ) = 0,01199 г/мл

Ситуационные задачи.

1. Массовая доля йода в водно-спиртовом растворе йода, применяемого в медицине в качестве антисептического средства составляет 5% (масс). Определите молярную концентрацию эквивалента этого раствора (с=1,00 г/мл).

Ответ:

с (1/2 I2)=0,3932моль/л

2. Количественное определение формальдегида основано на

реакции окисления его до муравьиной кислоты щелочным раствором иода:

НСНО + I2 + 2NаОННСООН + 2Nа I +Н2О

Определение проводят способом обратного титрования, оттитровывая избыток добавленного иода раствором тиосульфата натрия. Рассчитать массовую долю /%/ формальдегида в формалине, если 2,00 мл растворено в мерной колбе на 100,00 мл; на титрование 10,00 мл этого раствора израсходовано 40,00 мл 0,01940 моль/л раствора I2.

Титрование остатка иода потребовало 16,00 мл 0,01980 моль/л раствора Na2S2O3. (с =1,00 г/мл).

Ответ:

щ% (НСНО) = 1,72%

Тестовые вопросы

1. Какой индикатор используется в йодометрическом титровании?

а) лакмус в) метил красный

б) метилоранж г) крахмал

2. Количество каких веществ определяется методом прямого титрования?

а) окислителей в) окислителей и восстановителей

б) восстановителей г) правильного ответа нет

Количество каких веществ определяется методом замещения?

а) окислителей в) окислителей и восстановителей

б) восстановителей г) правильного ответа нет

Количество, каких веществ определяется в методе обратного титрования?

а) кислот в) кетонов и альдегидов

б) оснований г) правильного ответа нет

В каком органе накапливается йод?

а) в костях в) в щитовидной железе

б) в печени г) в поджелудочной железе

Какова концентрация раствора йода применяемого в медицине?

а) 2%;б) 5%;в) 10%; г) 8%

7. Какую функцию выполняет молекулярный йод?

а) окислитель в) слабый окислитель

б) восстановитель г) слабый восстановитель

8. Какую функцию выполняет ион иода

а) окислитель в) слабый окислитель

б) восстановитель г) слабый восстановитель

9. Чему равна молярная масса эквивалента Na2S2O3 в следующей реакции:

2Na2S2O3 + I2. 2NaI + Na2S4O6

а) М( Na2S2O3) б) М(1/2 Na2S2O3) в) М(1/3 Na2S2O3) г) М(1/5 Na2S2O3)

10. Чему равна молярная масса эквивалента I2 в следующей реакции

2Na2S2O3 + I2. 2NaI + Na2S4O6

а) М( I2 ) б) М(1/2 I2 ) в) М(1/3 I2 ) г) М(1/5 I2. )

ЛАБОРАТОРАЯ РАБОТА 9

9.1 Определение молярной концентрации эквивалента и титра раствора иода

Методика работы: В колбу для титрования поместить 20,00 мл стандартного раствора тиосульфата натрия и титровать его раствором иода в присутствии 1,0 мл крахмала до появления бледно-синей окраски. Повторить титрование еще 2 раза. Данные внести в таблицу. Взять среднее арифметическое значение и произвести расчет.

№	V ( Na2S2O3) ml	V(I2) ml	с(1/2I2)	t(I2)	Индикатор
1 2 3

Расчеты произвести по формуле:

Водно-спиртовый раствор иода используется в медицине в качестве антисептического средства.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10

10.1 Определение массы аскорбиновой кислоты в водных растворах

Контрольно-аналитическое определение/

Методика работы: В колбу для титрования взять определенный объем раствора аскорбиновой кислоты /преподаватель дает в виде контрольной работы/, добавить 1,00 мл раствора крахмала и титровать раствором иода до появления синего окрашивания от одной капли раствора иода. Титрование повторить еще два раза. Экспериментальные данные внести в таблицу. Из сходящихся результатов взять среднее арифметическое значение и произвести расчеты. Данные внести в таблицу:

№	V(С6Н8О6) мл	V(крахмал) мл	V(I2) мл	m(С6Н8О6)	Индикатор
1 2 3					Крахмал

Расчеты произвести по уравнению:

Количественное определение аскорбиновой кислоты основано на проявлении ею восстановительных свойств. Иод от действия аскорбиновой кислоты обесцвечивается. Определение проводится на основании следующей реакции:

I2 +C6H8O6 2HI + C6H6O6

Аскорбиновая кислота регулирует окислительно-восстановительные процессы в организме. Ее недостаток вызывает тяжелое заболевание - цингу. Аскорбиновая кислота-витамин С - широко распространена в природе. Особенно ею богат растительный мир.

Так, богаты витамином С свежие овощи - салат, капуста, свекла, картофель, яблоки. Из ягод - черная смородина, шиповник, барбарис и др. Много витамина С содержится в хвое, крапиве. Этот витамин ускоряет свертывание крови и повышает сопротивляемость организма инфекциям.

Методы косвенного титрования

Иногда в объемном анализе невозможно получить точные данные непосредственным титрованием анализируемого вещества. В таких случаях применяют один из следующих косвенных методов: обратное тирование и титрование методом замещения.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11

11.1 Контрольно-аналитическое определение массы пероксида водорода в растворе (метод замещения)

Определение массы пероксида водорода методом замещения основано на реакции:

Н2О2 + 2КI + Н2SO4 = К2SO4 + I2 + 2Н2 О

(О2)- + 2з 2О-22 1

2 I- - 2зI202

Выделившийся в реакции иод оттитровывают раствором тиосульфата натрия:

2 Na2S2O3+ I20 = Na2S4O6 + 2 NaI

2S2O32- - 2з2 S4O62 1

I20 + 2з2 I-2 1

Методика работы: в колбу для титрования поместить определенный объем пероксида водорода (преподаватель дает в виде контрольной работы), добавить серную кислоту (Н2SО4) 3,0 мл, прилить 5,0 мл 5% (масс.) раствора к 1-3 каплям 30% (масс.) раствора молибдата аммония (катализатор). Для полного завершения реакции раствор оставить на 5 минут в темном месте, после чего выделившийся иод оттитровать стандартизированным раствором тиосульфата натрия в присутствии крахмала. Когда раствор приобретет соломенно-желтую окраску добавить крахмал и продолжать титрование тиосульфатом натрия. Появившееся синее окрашивание раствора должно обесцветится от одной капли тиосульфата натрия. Титрование повторить еще два раза. Экспериментальные данные внести в таблицу. Из сходящихся результатов взять среднее арифметическое значение и вычислить массу пероксида водорода в анализируемом растворе.

№	V(Н2О2) мл	V(Na2S2O3) мл	с (Na2S2O3) моль/л	m(Н2О2)2	Индикатор
1 2 3					крахмал

Расчеты произвести по формуле:

с(Na2S2O3) - молярная концентрация раствора Na2S2O3

М(1/2Н2О2) - молярная масса эквивалента Н2О2

М(1/2Н2О2) = 17,0 г/моль

Пероксид водорода широко применяется в медицинской практике в виде раствора для полоскания и смазывания при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек /стоматитах, ангине/, для лечения гнойных ран. При кожных заболеваниях пероксид водорода применяют в качестве депигментирующего средства.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12

12.1 Определение молярной концентрации эквивалента и титра формальдегида в растворе (обратное титрование)

Определение содержания формальдегида в растворе методом иодометрии основано на реакции:

НСНО + I2 + 3NаОННСООNа + 2Nа I + 2Н2О

К раствору анализируемого вещества добавляют в заведомом избытке точный объем титрованного раствора иода, а затем этот избыток оттитровывают стандартизированным раствором Na2S2O3

2Na2S2O3 + I2 Na2S4O6 + 2NaI

2S2O3-2 - 2зS4O62-21

I20 + 2з 2I-21

Из уравнения видно, что молярная масса эквивалента I2 равна.

M(1/2I2) = =127 г/моль

Методика работы: В колбу для титрования отмерить 5,00мл раствора формальдегида, добавить 20,00 мл титрованного раствора иода, а затем прибавить по каплям раствор NaOH с молярной концентрацией 2,0 моль/л до соломенно-желтого цвета. Колбу закрыть стеклом и выдержать в темноте 4-5 минут. Добавить к раствору 3 мл HCl с концентрацией 2 моль/л и смесь титровать стандартизированным раствором тиосульфата натрия до бледно-желтой окраски раствора; добавить 2 капли крахмала, раствор окрасится в синий цвет и продолжать титровать до исчезновения синей окраски от одной капли. Отмерить точный объем раствора тиосульфата натрия, затраченный на титрование. Титрование повторить еще два раза. Данные внести в таблицу. Из сходящихся результатов взять среднее арифметическое значение и произвести расчеты.

№	V(СН2О) мл	с(1/2I2) моль/л	С (Na2S2O3) моль/л	С(СН2О) моль/л	t(СН2О) г/мл
1 2 3					Крахмал

Молярная концентрация эквивалента раствора формальдегида рассчитывается по формуле:

с(СН2О)= моль/л

t(СН2О)= г/мл

Формальдегид широко применяется в медицине в качестве исходного сырья для получения многих лекарственных веществ. Его 40% (масс) раствор называется формалином. Действуя на белок, формалин делает его плотным, нерастворимым, и, главное, предохраняет от гниения. Поэтому его применяют для консервирования анатомических препаратов.

Формалин также применяется как дезинфицирующее средство для мытья рук, обмывания кожи, при повышенной потливости /0,5-1% масс. растворы/, для дезинфекции инструментов /0,5% масс. растворы/, для спринцеваний / 1:2000-1:3000/.

Задачи для самостоятельного решения

Задача №1. Определите молярную концентрацию эквивалента 3% H2O2 для данной реакции M(H2O2)=34 г/моль:

Задача №2. Водно-спиртовый раствор иода 5%/масс/ применяют как антисептическое средство. Какова молярная концентрация эквивалента этого раствора, количественно анализируемого с помощью стандартизированного раствора Na2S2O3?

H2O2+2KJ+H2SO4=K2SO4+J2+H2O

Коллигативные свойства растворов

Цель занятия. Ознакомиться с явлениями, основанными на коллигативных свойствах растворов. Научиться количественно рассчитывать осмотическое давление биологических жидкостей и растворов лекарственных препаратов, а также на основе знания законов разбавленных растворов определять относительную молекулярную массу неэлектролитов.

Значимость изучаемой темы. Явления осмоса играют большую роль в жизни растительных и животных организмов. Поверхности клеток и тканей организмов, их оболочки обладают свойствами полупроницаемых мембран.

Осмотическое давление внутри организма является важным фактором, определяющим распределение воды между различными его частями, его значение огромно. У человека также поддерживается постоянство осмотического давления крови и других биологических жидкостей. Оно имеет значение в пределах 760-800кПа (7,7атм) при температуре 37.0

В организм человека и животных можно вводить в больших количествах только изотонические растворы, чтобы не изменить значение осмотического давления биологических жидкостей.

Криометрический метод анализа широко применяется в медицине для определения относительных молекулярных масс лекарственных препаратов, осмотической концентрации, осмотического давления различных биологических жидкостей. Этот метод используется также для определения степени и константы диссоциации слабых электролитов, константы устойчивости комплексных соединений, являющихся лекарственными препаратами.

Исходный уровень знаний

1. Виды растворов

2. Электролиты и неэлектролиты

3.Температура кипения и замерзания

4. Способы выражения концентрации растворов.

Учебный материал для самоподготовки

1. Н.Л. Глинка. Общая химия. Л., 1960, стр. 215,227.

2. С.С.Оленин, Г.Н. Фадеев. Неорганическая химия. М.,1979, стр.114

3.А.В.Бабков, Г.Н.Горшкова, А.М.Кононов. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М.,1978, стр.44

4. М.И.Равич-Щербо, В.В.Новиков. Физическая и коллоидная химия.М.,1975, стр.37.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы

Коллигативные свойства растворов.

Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Гипертонические, гипотонические и изотонические растворы.

Плазмолиз и гемолиз

Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах.

6. Явление изоосмии.

7. Закон Рауля и следствия, вытекающие из этого закона.

8.Определение относительной молярной массы неэлектролитов криоскопическим и эбулиоскопическим методом (решение задач)

9. Лабораторная работа

Блок информации

Коллигативные свойства растворов.

Растворы имеют ряд свойств, которые не зависят от природы растворенного вещества, а зависят только от его молярной концентрации. Для бесконечно разбавленных растворов, состояние которых близко к состоянию идеальных, такими свойствами являются осмотическое давление, понижение давления насыщенного пара над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора. Эти свойства обычно называют коллигативными, поскольку все они обусловлены некоторыми общими причинами.

Изучение коллигативных свойств разбавленных растворов служит одним из наиболее распространенных способов определения молярной массы растворенного вещества, а также степени его диссоциации или показателя ассоциации.

Представим U-образную трубку, снабженную внизу полупроницаемой перегородкой (мембраной), через поры которой могут свободно проникать молекулы воды (растворитель), но не молекулы или ионы растворенного вещества.

Заполним правое колено прибора чистым растворителем, а левое раствором сахарозы в воде так, чтобы вначале уровни жидкости в обоих коленах были одинаковыми. Если бы не было полупроницаемой перегородки, за счет диффузии начался бы процесс выравнивания концентрации раствора в обеих частях прибора. Однако в данном случае диффузии молекул сахарозы в правую часть прибора препятствует полупроницаемая перегородка. Выравнивание концентрации осуществляется в одностороннем порядке только за счет медленного перехода части молекул воды из правой части прибора в левую, где концентрация растворенного вещества выше. В итоге уровень жидкости в правом колене начнет снижаться, а в левом возрастать, пока не установится некоторая разность гидростатических столбов, отвечающая давлению pосм., при котором эта односторонняя диффузия прекратится.

Процесс самопроизвольного перехода (диффузии) растворителя через проницаемую перегородку из той части системы, где концентрация растворенного вещества ниже, в другую, где она выше называется осмосом.

Через некоторое время скорость диффузии воды из правого колена в левое будет уравновешена скоростью обратного перехода ее из левой части прибора в правую.

Давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы прекратить осмос, т.е. проникновение в него через полупроницаемую перегородку чистого растворителя, называется осмотическим давлением. Прибор, измеряющий осмотическое давление называют осмометром.

Вант - Гоффом был предложен объединенный закон для осмотического давления в растворах: осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации(с), коэффициенту пропорциональности ( R ) и абсолютной температуре (Т):

pосм..=сRТ где R - газовая постоянная, R=8,31л.кПа/мольК

Для разбавленных растворов электролитов его можно применять с введением поправочного множителя - изотонического коэффициента, который показывает, во сколько раз осмотическое давление электролита больше осмотического давления неэлектролита такой же концентрации: i=pосм.эл ./ pосм.неэл.

pосм= iсRT

i=1+б (n-1), где б-степень диссоциации электролита,

n-число ионов в растворе.

Растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление, называют изотоническими. Иначе растворы с осмотическим давлением, равным осмотическому давлению раствора, взятого за стандарт, называются изотоническими.

Растворы с осмотическим давлением более высоким, чем в стандарте называются гипертоническими, с меньшим давлением - гипотоническими. Кровь, лимфа, тканевые жидкости человека представляют собой водные растворы многих веществ. Их суммарное осмотическое давление при 37оС равно 7,7 атм.

Такое давление имеет 0,86%(масс.) раствор NaCI, который называется физиологическим раствором и является изотоничным плазме крови.

Если в дистиллированную воду поместить эритроциты, происходит перемещение воды, эритроциты набухают, это ведет к разрыву оболочки эритроцита. Этот процесс называют гемолизом. В крепких растворах солей отмечается, наоборот, сморщивание клеток - плазмолиз, обусловленный потерей воды.

Человеческий организм характеризуется большим постоянством ряда физико-химических показателей внутренней среды, в том числе и осмотического давления крови. Постоянство этого показателя называют изоосмией. Нарушение изоосмии оказывается губительным для организма гораздо раньше, чем наступает плазмолиз или гемолиз клеток.

В организме изоосмию поддерживают ткани печени, подкожной клетчатки, особенно почка. Регулируется нервной системой и железами внутренней секреции.

В организм человека и животных можно вводить в больших количествах (литрами) только изотонические растворы, которые не изменяют осмотического давления организма. Такие растворы вводят, например, при тяжелых операциях для возмещения потерь крови.

В хирургии применяют гипертонические повязки, представляющие собой марлевые полоски, смоченные в гипертонических растворах NaCL и введенные в гнойные раны; согласно явлению осмоса ток раневой жидкости направляется по марле наружу. Это способствует очищению раны от гноя, микроорганизмов и пр.

В качестве слабительных средств используют гипертонический раствор MgSO4 и Na2SO4. Слабительное действие растворов этих солей объясняется переходом больших количеств воды из слизистой оболочки в просвет кишечника.

Небольшие количества гипертонического раствора вводят внутривенно при глаукоме, вызванной вследствие повышения внутриглазного давления, чтобы «оттянуть» избыточное количество влаги из передней камеры глаза.

Давление пара над раствором и закон Рауля.

Давление пара, при котором в условиях определенной температуры наступает динамическое равновесие, характеризующееся равенством скоростей испарения и конденсации жидкости, носит название давления насыщенного пара.

Давление насыщенного пара над жидким растворителем (над водой) выше, чем над раствором малолетучего вещества. Это объясняется тем, что в первом случае вся поверхность испарения со стороны жидкой фазы занята только молекулами растворителя, а во втором случае часть этой поверхности занята молекулами растворенного вещества, которые могут удерживать близлежащие молекулы растворителя силами химической связи.

Ф.М.Рауль (1886) установил закон:

Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества, т.е. отношению количества молей растворенного вещества к суммарному количеству молей растворенного вещества и растворителя:

Р0 - Р / Р0=n /n+N

P0 - давление насыщенного пара над чистым растворителем;

Р - давление насыщенного пара над раствором;

n и N- число молей растворенного вещества и растворителя в определенном объеме раствора;

Закон Рауля, как и закон Вант-Гоффа, справедлив только для идеальных растворов.

Для раствора электролитов формула будет следующей:

Р0 - Р / Р0=i n /i n+N; i - изотонический коэффициент Вант Гоффа.

Повышение температуры кипения раствора - эбуллиоскопия, понижение температуры кристаллизации раствора - криоскопия.

Кипение представляет собой фазовый переход, при котором происходит превращение жидкости в пар, причем пузырьки пара образуются во всем объеме жидкости.

Температурой кипения жидкости называют ту температуру, при которой давление насыщенного пара над данной жидкостью равно внешнему. При этой температуре и соответствующем ей давлении насыщенного пара, устанавливается равновесие между жидкой и газообразной фазами (скорость испарения равна скорости обратного процесса конденсации). Обе эти фазы могут существовать в течение длительного времени.

Температура, при которой данная жидкость кипит в условиях давления 101325 Па, называют нормальной температурой кипения.

Замерзание представляет собой фазовый переход, при котором происходит превращение жидкости в твердое вещество, частицы которого образуются во всем объеме жидкости.

Температурой замерзания (кристаллизации) жидкости называют ту температуру, при которой давление насыщенного пара над жидкостью равно давлению насыщенного пара над выпадающим из нее кристаллами твердой фазы. При этой температуре и соответствующем ей давлении насыщенного пара устанавливается равновесие между жидкой и твердой фазами (скорость кристаллизации равна скорости плавления) и обе эти фазы могут сосуществовать в течение длительного времени.

Давление насыщенного пара для раствора меньше, чем для чистого растворителя.

Температура кипения раствора малолетучего вещества всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя.

Температура кристаллизации раствора вещества всегда ниже, чем температура кристаллизации чистого растворителя.

Из закона Рауля вытекает следствие:

Повышение температуры кипения, а также понижение температуры кристаллизации разбавленных растворов прямо пропорционально моляльности раствора.

Ткип=Ев(х)Ткрис=Кв(х)

в(х) - моляльность раствора. Е и К - эбуллиоскопические и криоскопические константы, значения которых зависят от природы растворителя.

Для расчета повышения температуры кипения и понижения точки замерзания электролитов должен быть введен в качестве сомножителя изотонический коэффициент Вант-Гоффа i.

Ткип= i Ев(х)Ткрис= i Кв(х)

Закон Рауля лежит в основе экспериментальных методов определения молярных масс растворенных веществ путем наблюдения, вызываемого или повышением точки кипения, или понижением точки замерзания растворителя.

Методы эбуллиоскопии и криоскопии широко используются в физико-химическом изучении биологических объектов.

Зная повышение температуры кипения раствора определенной моляльности, можно заранее сказать, какими будут понижение температуры кристаллизации, относительное понижение давления насыщенного пара и осмотическое давление для полученного раствора.

Значение осмоса в медицине

Каждая живая клетка имеет оболочку, или поверхностный слой протоплазмы, обладающий свойством полупроницаемости. Оболочка эритроцитов непроницаема для ряда катионов, зато она свободно пропускает анионы и воду.

В медицине в качестве лечебных препаратов широко используются изотонические и гипертонические растворы. Изотоническими растворами пользуются для внутривенного введения лекарственных препаратов.

Чем ближе осмотическое давление вводимого раствора к осмотическому давлению крови, тем меньше вызывается побочных явлений. При больших потерях крови в организм вводят изотонический раствор. Обычно после операции пить много нельзя. Тогда капельным методом в организм вводится изотонический раствор. При холере большие потери жидкости приводят к сгущению крови, что приводит, в свою очередь, к смерти. При этом заболевании рекомендуется введение большого количества изотонического раствора. Гипертонические растворы используются при лечении воспалительных процессов в организме. Воспаление - накопление жидкости. Введение 40% раствора глюкозы способствует откачиванию жидкости из организма. Травма - рана, особенно гнойная, лечится гипертоническим раствором. Жидкость из раны переходит на повязку, смоченную гипертоническим раствором. Раствор Рейгера- изотонический, содержит питательные компоненты, по составу близкие к клеточной жидкости. В растворе Рейгера изолированное сердце чувствует себя как в организме.

Останавливаясь на осмотическом давлении в организме, необходимо подчеркнуть, что знание их необходимо для понимания всасывания продуктов пищеварения из желудочно-кишечного тракта, процессов передвижения веществ из межклеточных пространств и полостей к тканям и клеткам и т.п.

Осмотическое давление плазмы крови при 370С (7,7) равно 7,5-8,2 атм.

Большая часть осмотического давления крови обусловлена хлоридом натрия. Часть осмотического давления крови, обусловленного высокомолекулярными соединениями, главным образом белками (альбумин, глобулин), называют онкотическим давлением.

Обучающие задачи и эталон их решения

Задача № 1. Осмотическое давление раствора глюкозы при 370С равно 760кПа. Определить объем раствора, если известно в растворе содержится 1 моль глюкозы.

ДАНО:

n(глюк.)=1моль

Pосм.=760 кПа

t =370С T=3100С

R=8,31л кПа/моль?К

V(р-ра)=:?

Эталон решения.

По закону Вант-Гоффа р=с·R·T

таким образом

Отсюда

Ответ:

Vр-р=3,4л

Задача №2. Раствор, содержащий 27г растворенного вещества в 750г бензола замерзает при 3,50. Чистый бензол замерзает при 5,50. Криоскопическая константа бензола 5,2. Определить относительную молекулярную массу вещества в бензоле.

ДАНО:

m(в-во) = 27г

m(C6H6)=750г

t0замер(р-р)=3,50

t0замер(бензол)=5,50

К (C6H6)=5,2 град/моль

М(в-во) = ?

Эталон решения

Понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым бензолом составляет:

?tзам = tзам(р-р)- tзам(бензол)

?tзам= 5,500 - 3,50 = 2,000

Исодя из значения ?tзам, рассчитаем относительную массу растворенного в бензоле вещества по формуле:

Ответ:

М(в-во)=93,6г/моль

Ситуационные задачи.

1. Являются ли 0,1 моль/л растворы сахара и соли изотоническими? Ответ обоснуйте.

Ответ: Нет, не являются, так как сахароза неэлектролит, а соль- электролит, изотонический коэффициент её равен 2. Следовательно, осмотическое давление соли в 2 раза больше осмотического давления сахара.

2. В хирургии применяются "гипертонические повязки". Это марлевые полоски, смоченные в гипертоническом растворе NaCl и введенные в гнойные раны. Рассчитайте осмотическое давление 10% /масс/ гипертонического раствора NaCl. (с=1,05 г/мл, б=0,89, t = 370С). Объясните, на чем основано действие "гипертонической повязки".

Ответ: (pосм.=8715 кПа, так как повязка смочена гипертоническим раствором, согласно, явлению осмоса, жидкость будет переходить в повязку.

3. Вычислите осмотическое давление 0,85% /масс./ раствора NaCl, полностью диссоциируемого при 370С ((=1,04 г/мл). Является ли этот раствор изотоничным крови? Какова молярная концентрация данного раствора?

Ответ: (pосм.=778,55 кПа, с(NaCl) = 0,15 моль/л. следовательно, этот раствор является изотоническим и его можно вводить в организм, в больших объемах.

4. Можно ли вводить внутривенно в больших объемах (литрами) 3% (масс.) раствор глюкозы ( с=1,011 г/мл)?

Ответ: нет, так как (pосм.=434 кПа. и поэтому этот раствор является гипотоническим и при введении его внутривенно в больших объемах приведет к гемолизу.

5. 125 мл раствора, содержащего 1,5 г сахарозы, имеет осмотическое давление при 120С равное 83,14 кПа. Определите относительную молекулярную массу сахарозы.

Ответ: Мr= 341,83 г/моль

Тестовые вопросы.

1. От какого параметра зависит величина осмотического давления?

а) параметра сосуда

б) количества растворителя

в) внешнего давления

г) температуры

2. Какую зависимость выражает закон Вант-Гоффа?

а) растворимости газов от концентрации

б) растворимости газов в жидкости от температуры

в) осмотического давления от количества растворенного вещества

г) растворимости газов от внешнего давления

3. Объясните явление плазмолиза в организме?

а) разрыв оболочки клетки, обусловленный проникновением в неё воды

б) миграция молекулы воды из раствора в клетку

в) миграция молекулы воды из клетки в раствор

г) сморщивание клетки, обусловленное потерей воды

4. Объясните явление гемолиза в организме?

а) разрыв оболочки клетки, обусловленный проникновением в неё воды

б) миграция молекулы воды из раствора в клетку

в) миграция молекулы воды из клетки в раствор

г) сморщивание клетки, обусловленное потерей воды

5. Какой ответ, характеризует изотонический коэффициент?

а) показывает во сколько раз, измеренное осмотическое давление превышает расчетное значение

б) для электролитов он равен единице

в) показывает, во сколько раз рассчитанное осмотическое давление превышает наблюдаемое

г) для неэлектролитов он больше единицы

6. В каких единицах измеряется осмотическое давление?

а) моль/л б) кПа в) кДж. г) кДж/моль

7. Какой концентрации раствор NаCl можно вводить внутривенно в больших количествах?

А) 5% б) 0,85% в) 10% г) 20%

8. Какие органы участвуют в поддержании изоосмии

а) ткани печени, подкожной клетчатки, почки

б) ткани печени, почки, сердце

в) ткани подкожной клетчатки, сердце, легкие

г) ткани печени, почки, легкие

9. Укажите математическое выражение закона Рауля

а) Р0 -Р/Р0 = n/n +N

б) р=сRT

в) М = mRT /PV

г) PV=nRT

10Укажите гипертонический раствор

а) 0,85% раствор NaCI б) 10% раствор NaCI в) 0,5%раствор NaCI

г) 0,85% раствор глюкозы

10. Чему равно осмотическое давление крови при 370С?

а) 2,9 - 3,9 кПа б)75,5 - 780 кПа в) 70 - 120 кПа г) 800 - 850 кПа

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13

13.1 Рост искусственной клетки ''Траубе'' древовидных образований

В сосуд ёмкостью 10,0 мл наливают почти доверху 5% - ный раствор CuSO4 и бросают в него несколько кристаллов желтой кровяной соли - гексациано - (II) феррата калия. Через некоторое время наблюдают причудливые образования, которые возникают в сосуде. Кристаллы К4[Fe(CN)6], растворяясь в растворе, вступают во взаимодействие с CuSO4 по уравнению:

2 СuSO4 + К4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6] + 2 K2SO4

Получаемая в результате этой реакции плёнка гексациано - (II) феррата меди обволакивает кристаллы желтой кровяной соли с прилегающим к ним раствором, образуется ''искусственная клетка'', способная к дальнейшему росту, т.к. её стенки обладают полупроницаемостью. Молекула воды, проникая во внутрь ''клетки'' увеличивает её объём, плёнка разрывается, и раствор желтой кровяной соли изливается наружу. Затем процесс вновь повторяется, '' клетка'' как бы растёт, образуя своеобразные отростки и разветвления.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14

14.1 Исследование осмотических свойств плазмы

Опыт 1. Для опыта взять три пробирки: в первую добавить 10 капель изотонического раствора NaCl , во вторую - 10 капель гипертонического раствора NaCl, в третью - 10 капель гипотонического раствора NaCl. Затем в каждую внести по 1 капле крови. Наблюдать происходящие явления. Обосновать научные выводы. Объясните, какие растворы можно вводить в организм человека в больших количествах (объёмах )? Какие растворы недопустимо вводить в организм человека и к каким патологиям это может привести?

Опыт 2. К 10 каплям изотонического раствора NaCl в пробирке добавить 1 каплю крови 1 каплю 0,5 М раствора H2SO4. Научно обосновать выводы происходящего явления. К каким последствиям может привести необоснованно большое вливание кислот в живой организм.

Опыт 3. В три пробирки внести по 10 капель изотонического раствора и по 1 капле крови. В первую пробирку добавить 1 каплю 10 % ного раствора NaCl, во вторую - 1 каплю 10% ного раствора CuSO4, третью пробирку оставить для сравнения. Научно обосновать происходящие явления. На основании выводов сделать предположения о действии ионов меди на кровь и организм человека при болезни Вильсона.

Задачи для самостоятельного решения

Можно ли вводить в организм человека в больших количествах гипотонический раствор?

2. Вычислите осмотическое давление 5% /масс./ раствора глюкозы, при 370С ((=1,04 г/мл). Является ли этот раствор изотоничным крови? Какова молярная концентрация данного раствора?

14.2 Кислотно - основное равновесие

Цель занятия: Научиться количественно рассчитывать и экспериментально определять рН растворов биологических жидкостей и лекарственных препаратов.

Значимость изучаемой темы. Постоянство концентрации ионов водорода является одной из существенных констант внутренней среды живых организмов. Например, рН крови человека равно 7,40,04, желудочного сока - 1,850,15, слюны - 6,600,30, мочи - 5,0-8,0 и т.д.

Значительные изменения рН биологических систем, в первую очередь крови, могут привести к серьезным нарушениям жизнедеятельности и в конечном счете к гибели.

Изменение реакции среды в кислую сторону в живом организме называется а ц и д о з о м, в щелочную - а л к а л о з о м. Для жизни опасен и ацидоз, и алкалоз. Отклонение рН от нормы снижает активность ферментов, нарушая нормальный ход реакций в клетках, что может явиться причиной возникновения некоторых заболеваний. При ряде заболеваний происходит нарушение кислотно - щелочного равновесия в организме человека. Например, при тяжелых формах диабета наблюдается ацидоз, при циррозе печени - алкалоз.

Определение рН различных биологических жидкостей является необходимостью в медицинской практике.

Исходный уровень знаний

Основные положения теории электролитической диссоциации.

Сильные и слабые электролиты.

Ионные равновесия в растворах электролитов.

Учебный материал для самоподготовки

Н.Л.Глинка.Общая химия., Л., 1980, стр.251.

С.С.Оленин, Г.Н.Фадеев. Неорганическая химия. М., 1979,стр.131.

И.К.Цитович. Курс аналитической химии. М.,1985, стр.25.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы

Основы протолитической теории кислот и оснований

Ионное произведение воды

Водородный показатель

Роль концентрации водородных ионов в течении биохимических процессов

5. Лабораторная работа

Блок информации.

Основы протолитической теории кислот и оснований.

Согласно этой теории к кислотам относят вещества (или ионы), способные отдавать протоны, а к основаниям - вещества (или ионы), способные присоединять их. И те, и другие называют протолитами. Так как отдача протона - процесс обратимый, то получившийся при этом остаток основания может снова присоединять протон и, следовательно, образовывать опять кислоту:

Кислота основание + Н+

Протоны в растворах самостоятельно не существуют, а переходят только от кислоты к основанию. Поэтому в растворе всегда протекает два процесса:

Кислота1 Н+ + Основание1

Основание2 + Н+ Кислота2

Равновесие между ними можно выразить уравнением:

Кислота1 + Основание1 Кислота2 + Основание2

Например:

HCl + H2O = H3O+ + Cl-

Таким образом, согласно протолитической теории, из исходных кислот и основания всегда получаются новые кислота и основание, которые в таких процессах называются сопряженными. Кислотами и основаниями могут быть нейтральные молекулы, положительные и отрицательные ионы:

Кислота Основание

HClH+ + Cl-

H2OH+ + OH-

NH4+ H+ + H30

Следует помнить, что в водных растворах все ионы гидратированы, в том числе и катионы водорода. Гидратированные катионы водорода Н3О+ называют гидроксоний - ионами. Таким образом, уравнения диссоциации электролитов более правильно следует писать так:

HCl + H2OH3O+ +Cl-

HCO3- + H2OH3O+ +CO32-

Однако часто для упрощения в уравнениях реакции пишут Н+, а не Н3О+. В зависимости от условий некоторые вещества (или ионы) могут проявлять свойства кислот и оснований. Например, вода при взаимодействии с NH3 проявляет кислотные свойства:

NH3+ H2ONH4+ + OH-

основание кислота кислота основание

а при взаимодействии с HCl выполняет функцию основания:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

кислота основание кислота основание

Реакции нейтрализации согласно протолитической теории рассматриваются как переход протона от кислоты к основанию.

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода, являясь весьма слабым электролитом, очень мало диссоциирует на ионы: Н2О Н++ОН-

Кдисс.= с(Н+)•с(ОН-)/с(Н2О).= 1,8•10-16

Считая концентрацию недиссоциированных молекул воды величиной постоянной с(Н2О)=55,55 моль/л), можно написать выражения:

К•с(Н2О)= с(Н+)•с(ОН-)=1,8 •10-16 •55,55 = 10-14

КН2О= с(Н+)•с(ОН-) = 10-14. КН2О

- ионное произведение воды.

Таким образом, в воде или в разбавленном водном растворе произведение концентрации ионов Н+ и ОН- есть величина постоянная. Она имеет значение 10-14 при 220С. Реакцию раствора характеризуют концентрацией ионов Н+. Нейтральные растворы: с(Н+)=с(ОН-) =-14= 10-7моль/л

Кислотные растворы:с(Н+) > с(ОН-) > 10-7моль/л

Щелочные растворы:с(Н+) < с(ОН-) < 10-7моль/л

Более удобно и просто реакцию раствора характеризовать водородным показателем - рН: рН = -lgС(Н+).

Нейтральные растворы:рН = 7

Кислотные растворы:рН < 7

...