Хід виконання практичного заняття. У 4 пробірки налити по 2-3 мл розчинів Na2CO3, ZnCl2, NaCl i (NH4)2СО3

Завдання №1

У 4 пробірки налити по 2-3 мл розчинів Na₂CO₃, ZnCl₂, NaCl i (NH₄)₂СО₃. Дослідити реакцію середовища вказаних розчинів за допомогою універсальногоіндикаторного папірця, розчинів метилового оранжевого і фенолфталеїну. Результати досліджень представити в таблиці.

 

Розчин солі	Забарвлення індикатора	Реакція середовища	Величина рН розчину
Універсальний індикаторний папірець	Метиловий оранжевий	Фенол- фталеїн
Na2CO3 ZnCl2 (NH4)2CO3 NaCl

 

Скласти рівняння гідролізу в молекулярній та йонній формі.

 

Завдання №2

У дві пробірки налити 2-3 мл розчину ацетату натрію і додати 2-3 краплі фенолфталеїну. Одну із пробірок з розчином нагріти до кипіння. Порівняти забарвлення холодного та гарячого розчину. Охолодити пробірку під струменем води і спостерігати зміну забарвлення розчину. Пояснити спостереження та написати рівняння реакції.

 

Контрольні запитання

1. У чому полягає суть поняття йонний добуток води?

2. Якими величинами користуються для оцінки кислотності середовища? Що таке рН і рОН, як вони пов’язані між собою?

3. Яка з фізіологічних рідин організму має найбільшу, а яка – найменшу кислотність?

4. Яким чином підтримується стале значення рН біологічних рідин?

5. Що таке гідроліз солей? Яка роль гідролізу в хімічних та біохімічних процесах?

6. Які з наведених солей зазнають гідролізу: K₂SO₄, Na₂SO₃, Ca(NO₃)₂, KCN, FeCl₃, Na₃PO₄, Zn(NO₃)₂, Li₂S? Скласти йонні рівняння реакцій для солей, що гідролізують, і вказати рН середовища.

7. Як впливають різні фактори (розведення, температура, додавання кислоти або лугу) на зміщення рівноваги гідролізу?

8. В яких випадках процес гідролізу є незворотним?

9. Які є кількісні характеристики гідролізу?

 

Тестові завдання

1. Що називається гідролізом?

А. Реакція взаємодії йонів Н⁺ і ОН^-

B. Реакція розкладу речовини водою

C. Обмінна взаємодія солі з водою

D. Зміна кислотності середовища

Е. Розпад електролітів на йони.

 

2. Яка біорідина характеризується найменшим значенням величини рН?

А. Плазма крові

B. Сік підшлункової залози

C. Сеча

D. Шлунковий сік

E. Жовч печінки.

 

3. Не гідролізують солі утворені:

A. Всі солі

B. Слабкою основою і сильною кислотою

C. Слабкою основою і слабкою кислотою

D. Cильною основою і слабкою кислотою

E. Сильною основою і сильною кислотою.

 

4. Вибрати варіант, у котрому взаємозв’язок між концентрацією йонів Н⁺, ОН^- та значенням рН для кислотного середовища наведено правильно:

 

А. [OH^-] > [H⁺], pH <7

B. [OH^-] = [H⁺], pH = 7

C. [H⁺] > [OH^-], pH > 7

D. [H⁺] > [OH^-], pH < 7

E. [H⁺] > [OH^-], pH = 7

5. Серед перелічених нижче солей назвати ту, що зазнає гідролізу:

А. KNO₃

B. Na₂SO₄

C. CuSO₄

D. BaCl₂

E. NaCl.

 

6. Вибрати сіль, гідроліз якої відбувається за аніоном, тобто за такою схемою:

An^- + HOH ^→_← HAn + OH^-.

 

А. NH₄NO₃

B. Na₂SO₄

C. AlCl₃

D. KI

E. KCN.

7. Зазначити забарвлення індикатора метилоранжу в розчині калій ацетату:

А. Синє

В. Салатове

С. Жовте

D. Рожеве

Е. Червоне.

 

Література

1. Музиченко В.П. Медична хімія: підручник / В.П. Музиченко, Д.Д. Луцевич, Л.П. Яворська; за ред. акад. АН ВШ України Б.С. Зіменковського. – К.: ВСВ «Медицина», 2010. – 496с.

2. Мороз А. С., Луцевич Д. Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця: Нова Книга, 2013. – 776 с.

3. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Ірпінь, ВТ „Перун” 2002. – 480с.

 

 

Практичне заняття

Тема: Буферні розчини

Мета: вивчити склад буферних систем, механізм їх дії та буферну ємність; розглянути основні буферні системи організму; з’ясувати роль буферів у біосистемах; навчитися виготовляти буферні розчини із заданим значенням рН.

Забезпечення заняття: таблиця „Константи дисоціації слабких електролітів”; 0,1М розчини CH₃COOH, CH₃COONa, H₂CO₃, NaHCO₃, NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, NH₄OH, NH₄Cl, HCl, NaOH; конічна колба, мірний циліндр.

Конкретні цілі:

- знати типи та склад буферних систем;

- пояснювати механізм дії буферних систем та їх роль в підтримці кислотно-основної рівноваги в біосистемах;

- вміти проводити розрахунки, пов’язані з приготуванням буферних розчинів;

- вміти виготовляти буферні розчини із заданим значенням рН;

- визначати буферну ємність крові за кислотою та за лугом.

 

Зміст заняття

 

Часто під час експериментальних досліджень у хімії, біології, медицині виникає потреба забезпечити сталість рН середовища, оскільки внаслідок перебігу хімічних реакцій можуть утворюватись або витрачатись йони Гідрогену. Щоб процес відбувався за сталого значення рН, у розчин вводять буферні системи.

Буферними системами називають розчини, які здатні зберігати стале значення рН середовища при добавлянні до них невеликих кількостей кислот чи лугу або при їх розбавлянні.

До буферних належать суміші, що містять:

а) слабку кислоту і сіль цієї кислоти, утворену сильною основою, наприклад

CH₃COOH + CH₃COONa (ацетатний буфер), H₂CO₃ + NaHCO₃ (гідроген- карбонатний буфер);

б) слабку основу і сіль цієї основи, утворену сильною кислотою, наприклад NH₄OH + NH₄Cl (амонійний буфер);

в) солі багатоосновних кислот, наприклад NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ (фосфатний буферний розчин); Na₂CO₃ + NaHCO₃ (карбонатний буфер);

Вибір буферних розчинів визначається необхідним діапазоном рН, який залежить від констант дисоціації кислоти або основи та співвідношення концентрацій компонентів буферної системи. Залежно від діапазону рН буферні системи поділяють на дві групи – кислотні й основні.

Для обчислення рН різних буферних розчинів використовують рівняння Гендерсона – Гассельбаха:

рН = рК_а + lg .

Константа кислотності К_а і константа основності К_b пов’язані між собою рівнянням:

К_аК_b = К_w = 1,0·10^-14.

З’ясуємо механізм буферної дії, тобто здатність буферних систем підтримувати на певному рівні значення рН на прикладі ацетатного буферного розчину (рН 3,7-5,6).

За рахунок часткової дисоціації кислоти і повної дисоціації солі в розчині будуть одночасно знаходитись йони CH₃COO^-, H⁺ i Na⁺:

CH₃COONa CH₃COO^- + Na⁺

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

Якщо до нього добавити сильної кислоти, то йони Гідрогену реагуватимуть з аніонами солі, утворюючи слабку ацетатну кислоту:

CH₃COO^- + H⁺ CH₃COOH.

Отже, сильна кислота змінюється еквівалентною кількістю слабкої.

При добавлянні до цієї буферної суміші лугу гідроксид-іони взаємодіятимуть з йонами Н⁺ ацетатної кислоти з утворенням малодисоційованих молекул води:

CH₃COOH + ОН^- CH₃COO^- + H₂О.

Буферні розчини часто доводиться розбавляти водою, особливо в біохімічних дослідженнях при вимірюванні рН малих об’ємів біорідин, зокрема крові.

З рівняння Гендерсона – Гассельбаха видно, що при розбавлянні розчинів концентрація обох компонентів зменшується однаковою мірою і тому їхнє співвідношення залишається сталим. Виходить, що значення рН буферу при розбавлянні не повинно змінюватись. Проте незначні зміни рН середовища все-таки відбуваються, що пояснюють впливом розбавляння на ступінь дисоціації слабкої кислоти та ступінь гідролізу солі.

Отже, здатність буферних розчинів зберігати стале значення рН при розбавлянні або при додаванні кислот чи лугів є обмеженою.

Кількісною мірою стійкості буферних систем підтримувати стале значення рН є величина буферної ємності.

Буферною ємністю називають кількість моль-еквівалентів сильної кислоти або основи, яку необхідно додати до 1дм³ буферного розчину, щоб змінити його рН на одиницю. Цю величину позначають літерою В і виражають рівнянням:

В = ,

де В – буферна ємність, С – концентрація кислоти або основи (моль-екв/дм³), V- об’єм доданого електроліту (дм³), V_{буф. –} обєм буферного розчину (дм³), ∆рН - зміна рН.

Буферна ємність залежить від концентрації компонентів буферної суміші та їх співвідношення. Найбільшу буферну ємність мають розчини з однаковою концентрацією компонентів буферної суміші. У цьому випадку рН буферного розчину дорівнює рК_а кислоти (для кислотних) або рК_b (для основних).

Буферна ємність буде достатньою в межах рН, що визначається рівнянням рН = рК 1.

Буферні системи організму активно протидіють впливу зовнішніх чинників, спрямованих на зміну кислотності його фізіологічних рідин – крові, жовчі, сечі, секретів внутрішніх залоз тощо. До біологічних буферних систем організму належать чотири види буферних розчинів: гідрогенкарбонатний, фосфатний, гемоглобіновий та білковий. Вони характеризуються різною буферною ємністю та неоднаковим вмістом у фізіологічних рідинах. Якщо у плазмі крові функціонують гідрогенкарбонатна, фосфатна і білкова буферні системи, то в еритроцитах переважає гемоглобінова. У клітинах сечі та секретах залоз травлення найважливішою є фосфатна буферна система.

Фосфатна буферна система (рН 5,9-8,0) характеризується невеликою буферною ємністю, складається двох з кислих солей фосфатної кислоти. Рівноважний процес у цьому буфері виражають рівнянням:

H₂PO₄^- H⁺ + HPO₄^2-.

NaH₂PO₄ виконує функцію кислоти, а Na₂HPO₄ – основи, тому:

рН =рК_а(II) + lg

З кислотою, яка потрапляє в кров, реагують HPO₄^2- іони, а з основою – H₂PO₄^- іони:

H⁺ + HPO₄^2- H₂PO₄^-;

OH^- + H₂PO₄^- HPO₄^2- + H₂O.

Гідрогенкарбонатна буферна система (рН 6,0-8,0) діє переважно в еритроцитах та позаклітинних рідинах, характеризується великою буферною ємністю і тісно пов’язана з дією інших буферних систем організму. Ця система складається зі слабкої карбонатної кислоти, що утворюється внаслідок гідратації СО₂ як кінцевого продукту ферментного окиснення вуглеводів, ліпідів, білків. Другим компонентом є гідрогенкарбонат-іони, які утворюються внаслідок дисоціації кислоти або при зв’язуванні вуглекислого газу гідроксид-іонами, що є більш ймовірним. У результаті встановлюються такі рівноваги:

СО₂ + Н₂О Н₂СО₃ Н⁺ + НСО₃^-

СО₂ + ОН^- НСО₃^-

Значення рН крові визначається концентрацією розчиненої в крові вільної карбонатної кислоти і йонів НСО₃^-.

pH = pK_a(I) + lg

При потраплянні в кров кислот йони Н⁺ реагують з йонами НСО₃^- і замість сильної утворюється слабка кислота:

Н⁺ + НСО₃^- Н₂СО₃

При надходженні в кров лужних продуктів вони нейтралізуються за рівнянням:

Н₂СО₃+ ОН^- НСО₃^- + Н₂О.

У даному випадку сильна основа замінюється йонами гідрогенкарбонату, які виводяться з організму нирками. Отже, рН крові залишається практично незмінним.

Білкова буферна система діє в клітинах та тканинах організму. Складається переважно з альбумінів, що містяться в плазмі крові. Механізм дії цієї системи пояснюється наявністю в молекулах білків залишків амінокислот, які виявляють амфотерні властивості. Тому білки (протеїни) протидіють зміні рН, вступаючи в реакцію як з кислотами, так і з основами. Це видно на прикладі буферної дії найпростішої амінокислоти – гліцину, яка існує в розчині у вигляді біполярного йона (цвітер – іона):

H₂N – CH₂ – COOH H₃N⁺ – CH₂ – COO^-.

При добавлянні кислоти рівновага зміщується вліво, при дії основи – вправо:

H₃N⁺ – CH₂ – COOH H₃N⁺ – CH₂ – COO^- H₂N – CH₂ – COO^-.

Білкова буферна система активно функціонує разом з гідрогенкаробнатною. Їх взаємодія є важливим чинником, що протидіє зміні рН внаслідок значного зростання концентрації вуглекислого газу в крові, наприклад при активній роботі м’язів або при зменшенні швидкості виділення його легенями.

Гемоглобінова буферна система виявляє свою дію в еритроцитах. Вона є різновидом білкових буферів, оскільки складається з протеїнів, тобто окисненої та відновленої форми гемоглобіну, які умовно позначають Н Нb (гемоглобін) і Н Нb O₂ (оксигемоглобін). Обидві форми гемоглобіну пов’язані між собою, оскільки гемоглобін, приєднуючи кисень у легенях, перетворюється на оксигемоглобін: H Hb + O₂ H Hb O₂.

При надходженні в кров сильних кислот відбувається реакція

Hb^- + H⁺ Н Нb.

Гемоглобін і оксигемоглобін, як слабкі кислоти, взаємодіють і з основами:

Н Нb + OH^- Hb^- + H₂O; Н Нb O₂ + OH^- Hb О₂^- + H₂O

Буферні системи тісно взаємодіють між собою. Так, з дією гемоглобінової та гідрогенкарбонатної буферних систем пов'язаний транспорт кисню і вуглекислого газу в організмі.

Невід’ємною складовою частиною гомеостазу внутрішнього середовища організму є кислотно – основний стан (КОС), що забезпечує оптимальні умови для перебігу обмінних процесів і спрямований на підтримання сталої концентрації йонів Гідрогену. Він досягається як за допомогою фізіологічних механізмів регулювання у легенях, нирках, шлунковому тракті, так і за допомогою буферних систем організму.

За нормальних умов функціонування організму рН крові, залежно від індивідуальних особливостей кожної людини коливається у вузьких межах (7,25-7,44). Середнє значення рН крові 7,36. Але щоденно з продуктами харчування і внаслідок процесів метаболізму в організм потрапляє велика кількість речовин кислотного та лужного характеру. Це може викликати пониження або підвищення кислотності крові. Порушення КОС можливі внаслідок приймання великої кількості медикаментів, вдихання забрудненого повітря, ненормального виведення з організму деяких продуктів метаболізму, що спостерігається при порушенні процесів обміну речовин, функцій дихання або кровообігу.

Зміщення кислотно – основного стану крові в напрямку підвищення концентрації йонів Гідрогену називають ацидозом, а в напрямку зниження їх концентрації – алкалозом.

 

Завдання для самостійної роботи

 

1. Розв’язати задачі.

2. Приготувати буферний розчин із заданим значенням рН.

3. Дослідити вплив розведення і додавання невеликих кількостей кислоти або лугу на значення рН буферного розчину.