I. Системы с полной взаимной растворимостью компонентов

1. Идеальные двойные жидкие системы. Вывод формулы для расчета полного давления пара над системой. Закон Рауля. Диаграмма состояния идеальной системы.

2. Отклонения от законов идеальности, их причины.

3. Диаграммы состояния: «давление-состав», «температура-состав», их анализ. Законы Коновалова. Азеотропные смеси.

4. Перегонка как метод разделения жидких смесей на исходные компоненты. Ректификация, её использование для получения медицинского спирта.

 

II. Системы с ограниченной взаимной растворимостью компонентов

1. Диаграмма состояния «температура-состав»: смысл полей, пограничных линий, подсчет числа степеней свободы в полях и пограничной линии.

2. Влияние температуры на растворимость компонентов. Верхняя и нижняя критические температуры расслоения.

3. Правило Алексеева.

 

III. Нерастворяющиеся жидкости

1. Перегонка с водяным паром, её особенности.

2. Получение ароматных вод.

3. Третий компонент в двухслойной жидкой системе. Закон распределения Нернста. Экстракция. Вывод формулы для расчета количества вещества, оставшегося после экстракции.

Вопросы для самоконтроля знаний

1. На диаграмме состояния идеальной двойной жидкой системы возьмите систему состава N_i, обогащенную компонентом В. Покажите, каковы парциальные давления компонентов А и В и каково полное давление пара.

2. Какой компонент называется более летучим? Покажите на диаграмме «температура-состав», что пар, равновесный с жидкой фазой, обогащен более летучим компонентом.

3. Почему при постоянном давлении нельзя перегонкой разделить азеотропную смесь на исходные компоненты?

4. С помощью диаграммы состояния докажите, что в системах 3-его типа азеотроп при перегонке выделяется в жидкой фазе.

5. Влияет ли состав системы с ограниченно растворимыми компонентами на состав равновесных фаз при постоянной температуре?

6. Какая экстракция эффективнее: однократная или дробная?

7. Даны две жидкости, ограниченно растворимые друг в друге, причем взаимная растворимость уменьшается при повышении температуры. Изобразите диаграмму состояния этой системы. Как называется критическая точка на этой диаграмме?

8. При 313 К давления паров дихлорэтана и бензола соответственно равны 2, 066∙ 10⁴ Па и 2, 433∙ 10⁴ Па. Считая, что система подчиняется закону Рауля, определите состав смеси, которая будет кипеть при давлении 2, 267∙ 10⁴ Па. Под каким давлением закипит смесь с содержанием бензола 40%?

Ответ: а) смесь содержит 62% дихлорэтана; б) раствор с содержанием бензола 40% закипит при давлении 2, 2∙ 10⁴ Па

В рабочей тетради

1. Сделайте вывод уравнения Рауля для идеальных двойных жидких систем.

2. Начертите диаграммы состояния для: а)идеальных систем; б) систем с небольшими отклонениями от идеальности; в) систем со значительными отклонениями от идеальности.

3. Начертите возможные диаграммы состояния для систем с ограниченной растворимостью компонентов.

4. Выведите формулу для расчета количества вещества, оставшегося после экстракции.

5. Начертите график зависимости температуры кипения воды, малолетучего компонента и их смеси от давления.

 

ТЕМА 6.
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

 

Учебные цели

 

Поддержание кислотно-щелочного баланса на необходимом уровне является одним из важнейших факторов общего гомеостаза живых организмов. Это выражается в достаточно постоянных значениях рН биологических сред и в способности восстанавливать рН при поступлении в эти среды кислот и оснований. В результате жизнедеятельности в организме образуется большое количество углекислоты (до 13 моль ежесуточно). При некоторых патологических процессах, например при диабете, образуется значительное количество нелетучих кислот (до 1 моль в сутки ацетоуксусной и β -оксимасляной кислот). От кислот организм освобождается благодаря физиологическим процессам: дыханию (от летучей кислоты СО₂) и мочевыделению (от нелетучих кислот). Основания, которые образуются в процессе метаболизма аминокислот и белков, выводятся через почки. Но с помощью физиологических процессов кислоты и основания выводятся из организма достаточно медленно, а быстрая их нейтрализация и поддержание рН осуществляется за счет физико-химических процессов в буферных системах. Основными буферными системами организма являются гидрокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная и белковая. Все эти системы имеются в крови, где с их помощью строго поддерживается рН=7, 40±0, 05, несмотря на поступление из кишечника и тканей значительного количества кислот и небольшого - оснований.

Буферные растворы находят широкое применение в аналитической химии, например, при количественном определении ионов металлов в биологических жидкостях методом комплексонометрического титрования.

Изучив тему вы должны

«знать»

1. Что такое буферные растворы, их классификацию.

2. Состав и механизм действия кислотных и основных буферных растворов.

3. Что такое буферная емкость, от каких факторов она зависит.

«уметь рассчитывать»

рН буферного раствора по уравнению Гендерсона-Хассельбаха.

«иметь практические навыки»

1. Готовить 0, 1н и 0, 01н фосфатные буферные растворы.

2. Определять и рассчитывать рН приготовленных буферных растворов.

3. Определять величину меры буферной емкости методом титрования.

4. Работать с мерной химической посудой.

 

Литература

1. Беляев А.П., Кучук В.И., Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия: Учебник / Под ред. Проф. Беляева А.П. – М.: ГЭОТАР - Медиа, 2008, стр. 216-219.

2. Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия: учебник для фармацевтических ВУЗов и факультетов/ под ред. Евстратовой К.И. – М.: Высш. шк., 1990,

стр. 128-131.

3. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Химия биогенных элементов: учебник для ВУЗов/ под ред. Ершова Ю.А. – 2-е изд., испр. и доп. – М: Высш. шк., 2000,

стр. 108-119.

 

Теоретическая часть

 

Буферным называют раствор, способный поддерживать практически постоянное значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Компонентами протолитических буферных растворов являются донор протона и акцептор протона, представляющие собой сопряженную кислотно-основную пару.

Буферные системы делятся на кислотные и основные. Кислотные буферные растворы содержат слабую кислоту (донор протона) и соль этой кислоты (акцептор протона). К ним относятся ацетатная буферная система - СН₃СООNa, СН₃СООН; гидрокарбонатная - NaНСО₃, Н₂СО₃; гидрофосфатная – Na₂HPO₄, NaH₂PO₄. Основными буферными растворами называются растворы, содержащие слабое основание (акцептор протона) и соль этого основания (донор протона). К основным буферным растворам относится аммиачный буфер - NH₃·Н₂О, NH₄Cl.

Механизм буферного действия рассмотрим на примере ацетатного буферного раствора. В кислотной буферной системе наблюдаются два процесса: один обратимый – диссоциация слабой кислоты:

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО^-

другой необратимый – диссоциация соли:

СН₃СООNa → Na⁺ + СН₃СОО^-

По закону действующих масс константа диссоциации для уксусной кислоты

Концентрация в растворе акцептора протона (СН₃СОО^-) определяется в основном концентрацией соли СН₃СООNa, т.к. диссоциация слабой уксусной кислоты в присутствии сильного электролита – её соли, подавляется. Т.к. уксусная кислота диссоциирует очень слабо, то считают, что концентрация её не изменилась. Поэтому уравнение (1) можно представить в виде

Логарифмируя уравнение (2), получают

lg[Н⁺] = lgК + lg[кислота] - lg[соль].

Меняют знаки на обратные:

-lg[Н⁺] = -lgК - lg[кислота] + lg[соль], т.е.

рН = рК_а - lg[кислота] + lg[соль], т.е.

 

В соответствии с уравнением Гендерсона - Хассельбаха (3), рН кислотной буферной системы зависит от показателя константы диссоциации слабой кислоты рК_а и отношения концентраций акцептора протона (соли) и донора протона (кислоты) в растворе.

При добавлении небольших количеств сильной кислоты (например, НCl→ Н⁺ + Cl^-), казалось бы должно произойти увеличение концентрации ионов водорода. Однако этого не происходит, т.к. катионы Н⁺ связываются акцептором протона буферного раствора c образованием малодиссоциирующей уксусной кислоты:

Н⁺ + СН₃СОО^- → СН₃СООН

Значение рН среды не изменяется.

При добавлении небольших количеств щелочи (например, NaOH→ Na⁺ + OH^-) анионы ОН^- связываются донором протона с образованием малодиссоциирующего соединения – воды:

OH^- + СН₃СООН → СН₃СОО^- + Н₂О

Значение рН среды поддерживается постоянным.

При разбавлении буферного раствора водой концентрация кислоты и соли изменяются в одинаковое число раз и их отношение остается постоянным, например,

[Н⁺] = К · 0, 1 / 0, 1 = К · 0, 01 / 0, 01 = К · 0, 001 / 0, 001 = const.

Защитные свойства буферных растворов по отношению к действию кислот и щелочей будут сохраняться до тех пор, пока концентрации компонентов буферного раствора, связывающих Н⁺ или ОН^-, будут больше концентрации добавляемых ионов:

с(Н⁺)_добавл< [акцептор протона]; с(ОН^-)_добавл< [донор протона].

Для характеристики сопротивляемости буферных растворов к добавлению кислот или оснований введено понятие буферная емкость. Буферная емкость – способность буферного раствора сохранять постоянство рН при добавлении некоторого количества кислоты или щелочи.

Мерой буферной емкости (В) называется число моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которые нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить величину рН на единицу

 (4),

где n_x – количество моль-эквивалентов кислоты или щелочи,

рН₀ и рН – водородный показатель буферного раствора до и после титрования.

Мера буферной емкости зависит от концентраций компонентов в буферном растворе. Чем выше концентрация компонентов, тем больше буферная емкость. Максимальное буферное действие будет наблюдаться при равных концентрациях компонентов в смеси. В таких буферных растворах рН = рК_а (4).

 

Методические указания студентам по подготовке к занятию

Повторите понятия «сильные и слабые электролиты», «степень диссоциации», рН, условия смещения химического равновесия и изучите материал, рассмотрев следующие вопросы

 

1. Запишите состав следующих кислотных буферных растворов: ацетатного, гидрокарбонатного, фосфатного. Выделите сопряженную кислотно-основную пару для каждого раствора.

2. Выведите уравнения Гендерсона-Хассельбаха для расчета рН кислотного буферного раствора на примере ацетатного. От чего зависит рН раствора?

3. Запишите состав основного буферного раствора на примере аммиачного. Выделите сопряженную кислотно-основную пару.

4. Выведите уравнения Гендерсона-Хассельбаха для расчета рН основного буферного раствора на примере аммиачного. От чего зависит рОН раствора?

5. Рассмотрите механизм буферного действия при добавлении небольших количеств сильной кислоты или щелочи в буферный раствор. Приведите уравнения реакций.

6. Как влияет разбавление на рН буферных растворов? Дайте объяснение.

7. Что называют буферной емкостью? Запишите формулу расчета меры буферной емкости.

8. От каких факторов зависит мера буферной емкости?

9. Что такое титрование? Как экспериментально фиксируется точка эквивалентности?

Лабораторная работа

«Буферные растворы»

Цель работы

1. Приготовить 0, 1н и 0, 01н фосфатные буферные растворы.

2. Определить рН приготовленных буферных растворов.

3. Определить меру буферной емкости путем титрования растворов щелочью.

4. Выявить влияние разбавления на меру буферной емкости.

Оснащение

1. Колбы для титрования на 50 мл.

2. Мерные пипетки.

3. Бюретки.

4. Реактивы: 0, 2н растворы NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄, 0, 05н раствор КОН, раствор фенолфталеина.

Порядок выполнения работы

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: