АкушерствоАнатомияАнестезиологияВакцинопрофилактикаВалеологияВетеринарияГигиенаЗаболеванияИммунологияКардиологияНеврологияНефрологияОнкологияОториноларингологияОфтальмологияПаразитологияПедиатрияПервая помощьПсихиатрияПульмонологияРеанимацияРевматологияСтоматологияТерапияТоксикологияТравматологияУрологияФармакологияФармацевтикаФизиотерапияФтизиатрияХирургияЭндокринологияЭпидемиология

Практична робота № 2

Тема: «Водневий показник. Гідроліз солей. Буферні системи.»

Мета роботи: Навчитися визначати кислотність середовища за допомогою індикаторів. Ознайомитись з механізмом дії буферних систем. Досліджувати різні типи гідролізу солей.

Блок інформації Вода - слабкий амфотерний електроліт, що погано проводить електричний струм. Рівняння дисоціації води: Н₂О ⇆ Н⁺ + ОН^– Концентрації йонів Н⁺ і ОН^– є однакові за температури 25ºС і дорівнюють10^–7 моль/дм³: [Н⁺] = [ОН^–] =10^–7 моль/дм³. Добуток концентрацій йона Гідрогену і Гідроксильних йонів за даної температури є величиною сталою, називається йонним добутком води і позначається K _H2O K _H2O = [Н⁺ ]·[ОН^– ] Йонний добуток води за температури 25ºС K _H2O = 10^-7·10^-7 = 10^-14 Це дає змогу обчислювати концентрацію йонів Н⁺ та ОН^–, якщо одна з цих величин відома: [Н⁺] = 10^–14/[ОН^–] або [ОН^–] = 10^–14/ [Н⁺] Розрізняють: нейтральне, кислотне, лужне середовище. 1. Нейтральне середовище: [Н⁺] = [ОН^–] = 10^–7 моль/дм³ рН = 7 2. Кислотне середовище: [Н⁺] > [ОН^–], [Н⁺] > 10^–7 моль/дм³ рН ≤ 7 3. Лужне середовище: [Н⁺] <[ОН^–], [Н⁺] < 10^–7 моль/дм³ рН ≥ 7

Кількісною характеристикою середовища є водневий показник рН: рН = – lg[H⁺] рН – це від’ємний десятковий логарифм молярної концентрації йонівГідрогену. Кислотність є важливою характеристикою середовища багатьох біологічних рідин. Відхилення від норми кислотності шлункового соку, особливо крові, соку підшлункової залози, яка в нормі може змінюватись тільки у вузькому інтервалі рН, пов’язане з виникненням патологічних станів організму. Гідроліз солей – це обмінна реакція йонів солі з водою, що призводить до утворення слабких електролітів і зміни рН середовища. Дія медичних препаратів, що належать до солей, зумовлена їх кислотно – основними властивостями, а саме здатністю до гідролізу в умовах фізіологічного середовища організму. Процеси гідролізу слід враховувати й під час зберігання медикаментів та їх призначення у комплексі з іншими препаратами.До стабілізаційних факторів належать: уведення буферних розчинів, склад і рН яких найбільшою мірою забезпечують не тільки стабільність лікарських речовин, але і виявлення максимального терапевтичного ефекту; консерванти й антиоксиданти.

1. Гідроліз солі слабкої кислоти і сильної основи (гідроліз за аніоном) К₂CO₃: CO ₃ ^{2 -} + H ₂ O = HCO ₃ ^- + OH ^-
К ₂ CO ₃ + Н ₂ О = КHCO ₃ + NaOH (І ступінь гідролізу)
Розчин має слабколужне середовище, рН ≤ 7 2. Гідроліз солі сильної кислоти і слабкої основи (гідроліз за катіоном) CuCl₂: Cu ^{2 +} + Н ₂ О = CuOH ⁺ + Н ⁺
CuCl ₂ + Н ₂ О = CuOHCl + HCl (І ступінь гідролізу)
Розчин має слабкокисле середовище, рН ≥ 7 3. Гідроліз солі слабкої кислоти і слабкої основи Al₂S₃: 2Al ^{3 +} + 3S ^{2 -} + 6Н ₂ О = 2Al (OH) ₃ (осад) + ЗН ₂ S (газ)
Al ₂ S ₃ + 6H ₂ O = 2Al (OH) ₃ + 3H ₂ S
Гідроліз протікає практично повністю, так як обидва продукти реакції йдуть із зони реакції у вигляді осаду чи газу. Розчин має приблизно нейтральне середовище 4. Сіль сильної кислоти і сильної основи не піддається гідролізу, і розчин нейтральний, наприклад, NaCl Підтримання сталого значення рН фізіологічних рідин організму ї дуже важливим чинником гомеостазу. Це досягається як за допомогою фізіологічних процесі у нирках, печінці, легенях, кишках, так і за участю фізико – хімічних механізмів, а саме завдяки дії певних буферних розчинів. Буферними системами називають розчини, які здатні зберігати постійну концентрацію іонів Гідрогену, тобто значення рН середовища, при добавлянні до них невеликих кількостей кислоти чи лугу або при розбавлянні їх водою. Типи(4) буферних систем: До буферних систем належать суміші, що містять:

· Слабку кислоту і сіль цієї кислоти, утворену сильною основою, наприклад СН₃СООН + СН₃СООNa (ацетатний буфер);

· Слабку основу і сіль цієї основи, утворену сильною кислотою, наприклад NH₄OH + NH₄Cl (аміачний буфер);

· Солі багатоосновних кислот, наприклад NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ (фосфатний буфер); Na₂CO₃ + NaHCO₃ (гідрогенкарбонатний буфер). До фізико-хімічних (біологічних) буферних систем організму належать чотири типи буферних розчинів: гідргенкарбонатний, фосфатний, фосфатний та білковий. В плазмі крові функціонують гідрогенкарбонатна, фосфатна і білкова буферні системи; в еритроцитах – гемоглобінові. У клітинах, сечі та секретах залоз травлення найважливішою є фосфатна буферна система.

Завдання для позаудиторної самостійної роботи:

Дати письмові відповіді: 1. а) Які речовини називаються електролітами, неелектролітами; б) Вкажіть кількісну характеристику сильного електроліту, слабкого. Наведіть приклади сильних та слабких електролітів; в) Вкажіть визначення йонних реакцій обміну, вкажіть, які з них відбуваються до кінця. г) Складіть три приклади рівнянь реакцій з утворенням: осаду, газу, малодисоційованої речовини в молекулярному та йонному вигляді. 2. За допомого водневого показника рН вкажіть нейтральне, кисле та лужне середовище. 3. Напишіть визначення гідролізу солей, вкажіть які типи солей підлягають гідролізу. 4. Напишіть визначення буферним розчинам. Назвіть буферні системи організму.

Зміст і методика проведення аудиторного заняття

План проведення заняття

1. Дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий показник біологічних рідин.

2. Гідроліз солей. Які з наведених солей зазнають гідролізу: Na₂S, Ca(NO₃)₂, KCN, ZnCl₂, NH₄Cl? Складіть рівняння реакції. Вкажіть рН середовища.

3. Буферні розчини, їх склад. Буферні системи організму.

4. Лабораторна робота. Техніка безпеки при роботі з кислотами та лугами.

5. Тестові завдання «Кислотно – основна рівновага в біологічних рідинах»

Дата добавления: 2015-09-27 | Просмотры: 1662 | Нарушение авторских прав