Хід виконання практичного заняття. У три пробірки помістити по 2-3 см3 розчину калій перманганату, потім послідовно додати до першої розчин сульфатної кислоти

Завдання №1

У три пробірки помістити по 2-3 см³ розчину калій перманганату, потім послідовно додати до першої розчин сульфатної кислоти, до другої – води, до третьої – розчин лугу. До кожної пробірки долити 2-3 см³ розчину натрій сульфіту. Спостерігати зміни у кожній пробірці. Написати рівняння реакцій, скласти електронний баланс.

Завдання №2

До 2-3 см³ розчину калій дихромату додати 1 см³ розчину сульфатної кислоти, а поті розчин калій йодиду. Як зміниться колір розчину? Написати рівняння реакції, скласти електронний баланс.

 

Контрольні запитання та завдання

 

1. Що таке окисно – відновні реакції?

2. Яке значення мають окисно – відновні процеси у життєдіяльності людини?

3. Що таке ступінь окиснення і як його визначають?

4. Перелічити типи окисно – відновних реакцій і навести конкретні приклади.

5. Який процес називають відновленням, а який – окисненням?

6. Які речовини можуть бути у реакціях тільки відновниками?

7. Як впливає кислотність середовища на характер перебігу ОВР?

8. Підібрати коефіцієнти в рівняннях окисно – відновних реакцій методом електронного балансу:

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + NaNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + HBr → KBr + CrBr₃ + Br₂ + H₂O

Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

MnO₂ + O₂ + KOH → K₂MnO₄ + H₂O

CrCl₃ + Br₂ + NaOH →Na₂CrO₄ + NaBr + NaCl + H₂O.

9. В яких випадках для складання рівнянь окисно – відновних реакцій краще використовувати йонно – електронний метод? Які він має переваги над методом електронного балансу?

 

Тестові завдання

 

1. Основною ознакою окисно – відновних реакцій є:

А. Молекулярний механізм реакції

В. Зміна енергії в системі

С. Зміна ступеня окиснення елементів

D. Зміна протонного числа

Е. Тепловий ефект процесу.

 

2. Які з наведених нижче реакцій належать до окисно – відновних?

1) (NH₄)₃PO₄ = 3NH₃ + HPO₃ + H₂O

2) 2NH₄MnO₄= 2MnO₂ +N₂ +4H₂O

3) MnBr₂ +2NaOH=Mn(OH)₂ + 2NaBr

4) Fe₂(SO₄)₃ = Fe₂O₃ + 3SO₂

5) H₂S + Cl₂ = S + 2HCl

А. 1,2,4 В. 3,5 С. 2,3,4 D. 2,5 Е. 1,2

 

3. Зазначити тип такої ОВР:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

А. Диспропорціонування

В. Міжмолекулярна

С. Внутрішньомолекулярна

D. Обміну

Е. Заміщення.

 

4. У котрійзнаведених сполук ступінь окиснення Гідрогену від’ємний?

А. H₂S

В. SiH₄

С. HI

D. CaH₂

Е. NH₃.

5. Зазначити схему перетворення, в якій с.о. Сульфуру не змінюється.

 

А. SO₂ → K₂SO₃ →K₂SO₄

B. S → SO₂ → SO₃

C. H₂S → PbS → PbSO₄

D. H₂S → S → SO₂

E. SO₃ → H₂SO₄ →MgSO_4.

6. Встановити відповідність між символом хімічного елемента та значенням його ступеня окиснення в сполуках з Гідрогеном:

1. Р а) +2

2. Са б) +1

3. S в) - 1

4. Br г) - 2

д) - 3

А. 1-д, 2-а, 3-г, 4-в

В. 1-в, 2-г, 3-д, 4-а

С. 1-г, 2-б, 3-а, 4-г

D. 1-д, 2-б, 3-г, 4-а

Е. 1-в, 2-б, 3-д, 4-г

 

7. У котрій з наведених сполук Манган виявляє тільки окисні властивості?

А. H₂MnO₄

B. MnO₃

C. MnO₂

D. KMnO₄

E. K₂MnO₄.

 

8. Підібрати коефіцієнти в рівнянні окисно-відновної реакції методом електронного балансу:

Cl₂ + H₂S + H₂O = HCl + H₂SO₄

У відповіді зазначити загальну суму коефіцієнтів у рівнянні.

A. 42

В. 24

С. 20

D. 18

Е. 16

 

Література

1. Медична хімія: підручник / В. П. Музиченко, Д. Д, Луцевич, Л. П. Яворська.- К.: ВСВ «Медицина», 2010.- 496 с.

2. Хомченко Г.П. Посібник з хімії для вступників до ВНЗ. 2-ге вид. виправл.-К.: Арій, 2008.-480 с., іл.

 

Практичне заняття

Тема: Величини, що характеризують кількісний склад розчинів

Мета: вивчити загальні властивості та класифікацію розчинів, вплив різних факторів на розчинність речовин, значення водних розчинів у життєдіяльності організмів; навчитися проводити розрахунки і готувати розчини заданої концентрації.

Забезпечення заняття: періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва; таблиця розчинності кислот, основ і солей у воді; технохімічні терези, важки, мірна колба на 500 см³, натрій хлорид, дистильована вода.

 

Конкретні цілі:

- знати класифікацію розчинів;

- характеризувати вплив різних факторів на розчинність речовин;

- вміти характеризувати кількісний склад розчинів;

- готувати розчини із заданим кількісним складом;

- розв’язувати задачі на знаходження масової частки розчиненої речовини, молярної концентрації, молярної концентрації еквівалента, титру;

- знати колігативні властивості розчинів;

- пояснювати біологічне значення осмосу та осмотичного тиску.

 

Зміст заняття

Розчином називають гомогенну систему, що складається з двох або більшої кількості компонентів та продуктів їх взаємодії. Хімічні речовини, при змішуванні яких утворюється розчин та які можна виділити із нього у чистому вигляді, називаються компонентами розчину. Речовину, яка при розчиненні не змінює свого агрегатного стану, або входить до складу розчину у більшій кількості, називається розчинником. Найпоширенішим у природі розчинником є вода. Другим компонентом розчину є розчинена речовина (одна або кілька).

Розчинність – це здатність речовин розчинятися в тому чи іншому розчиннику. Вона тим більша, чим сильніша взаємодія між компонентами розчину. Тобто, подібне розчиняється в подібному.

На розчинність речовин впливає температура й тиск.

Основним параметром складу розчину крім температури і тиску є його кількісний склад, тобто вміст розчиненої речовини у певній кількості розчину або розчинника. Склад розчину можна виразити як часткою розчиненої речовини (безрозмірна величина), так і концентрацією розчиненої речовини (розмірна величина). Розглянемо найважливіші способи вираження кількісного складу розчинів.

1. Масова частка розчиненої речовини В (ω) – це відношення маси розчиненої речовини m(В) до маси розчину:

ω (В) = (1)

m(р-ну) дорівнює сумі мас компонентів розчину. ω (В) вимірюється в частках одиниці або у відсотках.

2. Молярна концентрація або молярність (С_м) – це відношення кількості розчиненої речовини υ(В) до об’єму розчину (у дм³):

С_м(В) = (2)

С_м виражають в моль/дм³. Молярність позначають літерою М, наприклад, 0,1М – децимолярний розчин; 0,01М – сантимолярний розчин.

3. Молярна концентрація еквівалента (С_екв.) – це відношення кількості еквівалентів розчиненої речовини υ_екв.(В) до об’єму розчину (в дм³):

 

С_екв.(В) = = (3)

Розмірність – моль-екв/дм³ або моль/дм³.

Еквівалент елемента – це така кількість елемента, яка сполучається з Гідрогеном кількістю речовини 1 моль або заміщує таку саму кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях.

Масу одного еквівалента елемента або будь – якої речовини називають молярною масою еквівалента або еквівалентною масою елемента (речовини), і позначають М_екв.

Еквівалентом складної речовини називають таку її кількість, яка без залишку реагує з одним еквівалентом Гідрогену або з 1 еквівалентом будь – якої речовини. Молярну масу еквівалента речовини обчислюють виходячи з її молярної маси.

Молярна маса еквівалента кислоти дорівнює її молярній масі, поділеній на основність, тобто на число атомів Гідрогену в кислоті. Наприклад,

М_екв.(H₂SO₄) =

Молярна маса еквівалента основи дорівнює її молярній масі, поділеній на кислотність, тобто на кількість груп – ОН. Наприклад,

М_екв.(Ca(OH)₂) =

Молярна маса еквівалента середньої солі дорівнює її молярній масі, поділеній на добуток валентності металу і кількості його атомів у молекулі:

М_екв.(Al₂(SO₄)₃) =

 

4. Моляльна концентрація або моляльність (С_m) – це відношення кількості розчиненої речовини υ(В) до маси розчинника m(A), вираженої в кг:

С_m(B) = (4)

C_m вимірюється в моль/кг.

5. Мольна частка розчиненої речовини (N_B) – це відношення кількості речовини υ(В) до загальної кількості речовини усіх компонентів розчину:

N(B) = (5)

 

N(B) виражають в частках одиниці або у відсотках, причому N(A)+N(B)+…+N(i)=1.

6. Титр розчину (Т) виражають масою розчиненої речовини В (у грамах), що міститься в 1 см³ розчину:

Т= , (6)

де V(р-ну) – в см³. Розмірність титру – г/см³.

Між титром і молярною концентрацією еквівалента речовини існує залежність:

Т= . (7)

Колігативні властивості розчинів - це властивості, що залежать тільки від числа частинок у розчині, а не від їх природи, розмірів, форми чи маси. До них належать: зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином, підви- щення температури кипіння і зниження температури замерзання розчину по- рівняно з чистим розчинником, а також осмотичний тиск.

Тиск насиченої пари —це тиск тієї частини пари, яка перебуває у рівновазіз рідиною за певної температури.

Тиск насиченої пари розчинника над розчином менший, ніж над розчинником.

Перший закон Рауля формулюють так: відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином нелеткого неелектроліту дорівнює мольній частці розчиненої речовини. Математичним виразом цього закону є рівняння

або ,

де р₀ – тиск пари над розчинником, р – тиск насиченої пари над розчином нелеткої речовини, ν_А і ν_В – кількості речовин розчинника та розчиненої речовини відповідно.

Із закону Рауля випливають два важливі наслідки, пов'язані з підвищенням температури кипіння і зниженням температури замерзання розчину порівняно з чистим розчинником.

Температура кипіння рідини - це температура, за якої тиск насиченої пари над рідиною дорівнює атмосферному тиск.

Температура замерзання рідини – це температура, за якої тиск насиченої пари над рідиною дорівнює тиску пари над твердою фазою.

Згідно з другим законом Рауля, підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання розчину прямо пропорційні моляльній концентрації розчиненої речовини:

ΔТ_кип = k_еб·С_m; ΔТ_зам = k_кр·С_m

Коефіцієнти пропорційності k_еб і k_кр називають відповідно ебуліометричною і кріометричною сталими. Вони залежать тільки від природи розчинника і не залежать від природи розчиненої речовини.

У розчинах електролітів унаслідок дисоціації молекул розчиненої речовини загальне число частинок збільшується у і разів. Тому всі перелічені вище колігативні властивості розчинів електролітів також у і разів більші, ніж для розчину неелектроліту такої самої моляльної концентрації. і – ізотонічний коефіцієнт. Величина ізотонічного коефіцієнта залежить від ступеня йонізації електро­літу α і числа йонів п, на які дисоціює кожна формульна одиниця електроліту:

і= 1+α(п-1).

Дифузія - це самочинний процес вирівнювання концентрації речовини у всьому об'ємі розчину, зумовлений тепловим рухом частинок розчиненої речо­вини і розчинника. Дифузія відбувається з розчину більшої концентрації роз­чиненої речовини у розчин з меншою концентрацією цієї речовини. Вона відіграє

важливу роль у життєдіяльності організмів і є одним із механізмів пасивного перенесення речовин крізь клітинні мембрани.

Розглянемо тепер процес дифузії, коли між розчином і розчинником або на межі двох розчинів різної концентрації помістити напівпроникну мембра­ну. Напівпроникними є перегородки, крізь пори яких проникають тільки молекули розчинника, а частинки розчиненої речовини затримуються. Такі власти­вості характерні для стінок клітин живих організмів (стінок кишок, сечового мі­хура, шкіри, протоплазми). За наявності напівпроникної мембрани відбувається проникнення молекул розчинника у більш концентрований розчин.

Односторонню дифузію молекул розчинника крізь напівпроникну мембрану з розчину з меншою концентрацією в розчин з більшою концентрацією назива­ють осмосом. Тиск, що спричинює осмос, називається осмотичним тиском

Вант-Гофф (1887) вивів рівняння для обчислення величини осмотично­го тиску розчину π:

π= С_мRТ,

де π - осмотичний тиск розчину, кПа; С_м - молярна концентрація розчиненої речовини, моль/дм³; R - універсальна газова стала (8,314 Дж/(моль-К)); Т - аб­солютна температура, К. Наведене вище рівняння є математичним виразом закону осмотичного тискуВант-Гоффа, який формулюють так: осмотичний тиск розчину прямо пропорційний його молярній концентрації та абсолютній температурі.

Біологічне значення осмосу і осмотичного тиску. Відомо, що всі біологічні рідини є водними розчинами, які мають певний осмотичний тиск, що підтримується на відносно сталому рівні (ізоосмія). Так для плазми крові людини цей показник дорівнює 770-821 кПа |. Близько 60 % осмотичного тиску крові створюють наявні у ній йони Nа⁺ і Сl^-, а значно меншу його частину зумовлюють білки. Тиск, що створюється високомолекулярними біологічно активними сполуками, називаютьонкотичним. Він становить менше як 0,5% загального осмотичного тиску (3,04- 4,05 кПа) і на 80 % визначається альбумінами. Онкотичному тиску належить основна роль у механізмі надходження води у кров із тканинної рідини, оскіль­ки низькомолекулярні речовини плазми без перешкод проникають крізь стінки кровоносних капілярів і їх концентрація у крові і тканинній рідині практично однакова. Оскільки онкотичний тиск крові становить близько 4 кПа, а тканин­ної рідини та лімфи - приблизно 1,33 кПа, то за рахунок цієї різниці тисків вода надходить із лімфи у кров. Завдяки тому, що стінки клітин мають властивості мембран, розподіл води в тканинах залежить від осмотичного тиску. Зокрема, стан осмотичної напруже­ності клітини, зумовлений підвищеним осмотичним тиском, називають турго­ром. Він забезпечує пружність і еластичність тканин. Ізоосмія регулюється передусім нервовою системою та залозами внутріш­ньої секреції. У процесі регуляції осмотичного тиску беруть участь органи виді­лення, переважно нирки і потові залози. Завдяки їм вода, що надходить в орга­нізм, і продукти метаболізму виводяться із сечею та потом, не спричинюючи істотних змін осмотичного тиску.

Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними. Якщо осмотичний тиск одного розчину більший, ніж другого, то перший розчин є гі­пертонічним, а розчин з меншим осмотичним тиском - гіпотонічним.

Ізотонічність — це одна з основних вимог, що ставляться до інфузійних розчинів, очних крапель та ін. У клінічній практиці ізотонічними є розчини, осмотичний тиск яких дорівнює осмотичному тиску плазми крові, тобто 7,7-8,1 атм. Це розчини з масовою часткою NaCl 0,85-0,9 % або глюкози С₆Н₁₂0₆ - 4,5-5,0 %. Крім того, використовують різні багатокомпонентні фізіо­логічні розчини, які за своїм хі­мічним складом наближаються до плазми крові. Такі розчини можна вводити внутрішньовенно у значних кількостях для компенсації втрат рідини.

Зміна осмотичного тиску рідини, що оточує клітину, призводить до пору­шення в ній водного обміну. У гіпотонічних розчинах спостерігається явище лізису, тобто клітини набрякають і руйнуються. Якщо еритроцити помістити у розчин з меншим осмотичним тиском, ніж усередині еритроцита, то вода про­никає всередину еритроцита і він набрякає, збільшується в об'ємі і руйнується.Явище руйнування оболонки еритро­цитів при введенні у плазму крові гіпотонічних розчинів, що супроводжується виходом гемоглобіну вплазму, назива­ють гемолізом.

Якщо еритроцити помісти­ти в розчин з більшим осмотичним тиском, ніж усередині еритроцитів, тобто в гіпертонічний розчин, то еритроцити втрачають воду, різко зменшуються в об'ємі і зморщуються.Явище зморщування еритроцитів при введенні у плазму крові гіпертонічних розчинів називають плазмолізом.

Щоб не порушити осмотичної рівноваги крові, гіпертонічні розчини глюко­зи з масовою часткою 20 або 40 % вводять у кров внутрішньовенно дуже повіль­но, крапельним шляхом.

Гіпертонічний розчин з масовою часткою NаСl 5-10 % застосовують у хі­рургії для очищення гнійних ран. При накладанні марлевих пов'язок, змоче­них таким розчином, рідина з рани рухається в напрямку розчину з більшим осмотичним тиском, що сприяє очищенню рани від гною, мікроорганізмів та продуктів розпаду.

Алгоритми розв’язування типових задач

Приклад 1. Обчислити масову частку розчиненої речовини, молярність, моляльність та молярну концентрацію еквівалента розчину, одержаного при розчиненні 42,6 г натрій сульфату у воді об’ємом 300 см³, якщо густина отриманого розчину 1,12 г/см³.

1. Обчислимо масову частку солі у розчині за формулою (1):

або 12%

2. Знаходимо кількість речовини натрій сульфату:

3. Знаходимо масу розчину:

m_р-ну=m(Na₂SO₄)+m(H₂O)= 42,6 + 300 = 342,6 (г).

4. Визначаємо об’єм розчину:

5. Обчислимо молярність розчину за формулою (2):

(моль/дм³)

6. Обчислимо моляльність розчину за формулою (4):

(моль/кг)

7. Знаходимо молярну масу еквівалента Na₂SO₄:

г/моль

8. Визначаємо молярну концентрацію еквівалента розчину за формулою (3):

моль-екв/дм³.

Приклад 2. Які маси 36% і 20% розчинів хлоридної кислоти потрібно взяти, щоб приготувати 100 г 26% розчину HCl?

Задачі такого типу розв’язують за правилом змішування:

 

36% 26-20=6 3

26% або

20% 36-26=10 5

Числа 3 і 5 показують співвідношення вихідних розчинів: 3 частини 36% розчину і 5 частин 20% розчину. Розчин, який треба приготувати, має складатися з 8 части, причому на одну частину припадає 100:8=12,5 г. Отже, розчину з масовою часткою 36% треба взяти 12,5·3=37,5 г, а розчину з масовою часткою 20% - 12,5·5=62,5 г.

При використанні правила змішування воду можна розглядати як розчин з масовою часткою 0%.

 

Завдання для самостійної роботи

 

1. Приготувати ізотонічний розчин натрій хлориду.

2. Розв’язати задачі.