Лабораторная работа: «Влияние различных факторов на растворимость веществ в воде. Свойства растворов электролитов».

Влияние температуры на растворимость солей.

Налить в пробирку 2 мл воды. Шпателем добавить сухой карбонат натрия (~2 г) для получения насыщенного раствора. Нагреть пробирку. Слить прозрачный горячий раствор в пустую пробирку, и охладить под струей водопроводной воды. Записать явления, наблюдаемые при проведении опыта. Сделать вывод о влиянии температуры на растворимость твёрдых веществ.

 

 

Тепловые эффекты, вызываемые растворением электролитов.

Наблюдать тепловые явления, происходящие при приготовлении 30% растворов следующих электролитов: гидроксида натрия, роданида калия, хлорида натрия. Для этого в 3 стакана, содержащие по 3 г вещества добавить 7 мл воды. Наблюдать за изменением температуры в ходе растворения. Записать явления, наблюдаемые при проведении опыта. Сделать выводы.

 

Осаждение труднорастворимых солей.

Налить в две пробирки по 3 мл растворов бария хлорида и натрия хлорида. В 1-ю пробирку добавить 2 мл насыщенного раствора сульфата натрия, во 2-ю пробирку добавить 2 мл насыщенного раствора сульфата меди.

Записать явления, наблюдаемые при проведении опыта. Написать молекулярное, ионное и сокращенное ионное уравнения данных реакций.

Сделать выводы.

 

4. Измерение удельной электропроводности растворов электролитов в μ См/см (микроСименс/сантиметр). Результаты занести в таблицу:

№	Электролит	Концентрация раствора, С (моль/л)	Константа диссоциации, К	Удельная электропроводность, χ (μ См/см)	Относительная сила электролита (сильный, слабый)
1.	H2O (дист)		1, 8´ 10-16
2.	CH3COOH	0, 001	1, 8´ 10-5
3.	NH4OH	0, 001	1, 8´ 10-5
4.	HCl	0, 001	1, 0´ 107
5.	NaOH	0, 001
6.	NaCl	0, 001
7.	BaSO4	0, 001	ПР = 6, 3´ 10-13

 

Написать уравнения диссоциации для всех используемых электролитов и математические выражения констант диссоциации слабых электролитов.

 

 

Занятие № 7 Тема: «Кислотно-основное равновесие в организме. Водородный показатель

Биологических жидкостей».

 

1. Вопросы для обсуждения:

1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.

2. Водородный показатель. Шкала рН. рН биологических жидкостей. Ацидоз, алкалоз.

3. Теория кислот и оснований Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса.

4. Типы протолитических реакций: нейтрализации, гидролиза, ионизации.

5. Гидролиз солей, типы гидролиза. Степень и константа гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

6. Роль гидролиза в биохимических процессах.

7. Буферные растворы. Классификация и химический состав.

8. Механизм буферного действия (гидрокарбонатного, фосфатного, ацетатного, аммиачного).

9. Расчёт pH буферных растворов. Уравнения Гендерсона–Хассельбаха для кислотного и щелочного буферных растворов.

10. Буферная ёмкость. Определение. Формулы для расчёта. Факторы, влияющие на буферную ёмкость.

11. Буферные системы крови. Понятие о кислотно-основном равновесии.

2. Ситуационные задачи:

Задача №1. Рассчитать pH и pOH раствора СН₃СООН, С = 0, 1 моль/л, если a = 0, 012.

Решение: СН₃СООН « СН₃СОО^- + H⁺

[H⁺] = C · a = 0, 1 · 0, 012 = 0, 0012 = 1, 2·10^-3 M

pH = -log[H⁺]= -log 1, 2·10^-3 = 2, 92

pОH = 14 - pH = 14 – 2, 92 = 11, 08

Задача №2. К 100 мл крови добавили 20 мл раствора NaOH (С = 0, 1моль/л), при этом значение pH изменилось от 7, 36 до 8, 34. Рассчитать буферную ёмкость крови по щелочи

Решение:

Задача №3. Рассчитать pH буферной смеси, приготовленной из 50 мл раствора NaH₂PO₄ (С = 0, 2М) и 100 мл раствора Na₂HPO₄ (С = 0, 1моль/л). Как изменится pH этого раствора после разбавления в 10 раз?

Решение: ; pK_a (H₂PO₄^-) = 7, 2; ;

После разбавления водой pH не изменится.

 

3. Выполнить тестовые задания (письменно):

		Константа диссоциации воды (моль/л) при температуре 25оС равна:
	А	1, 8·10-18
	Б	1, 8·10-14
	В	1, 8·10-16
	Г	1, 8·10-5
		В каком пределе лежит значение [H+] в кислой среде?
	А	[H+] > 10-7
	Б	[H+] < 10-7
	В	[H+] = 10-7
		Водородный показатель плазмы крови в норме может колебаться в пределах:
	А	0, 9 – 1, 5
	Б	6, 8 – 7, 0
	В	8, 5 – 9, 5
	Г	7, 36 – 7, 4
		Водородный показатель желудочного сока в норме может колебаться в пределах:
	А	0, 9 – 1, 5
	Б	6, 8 – 7, 0
	В	8, 5 – 9, 5
	Г	7, 36 – 7, 4
		Молярная концентрация ионов [H+] желудочного сока равняется 10-1 моль/л. Чему равняется рОН.
	А
	Б
	В
	Г
		Физиологическое значение рН мочи:
	А	1 - 3
	Б	3 - 6
	В	5 - 8
	Г	6 - 9
		Алкалоз – это отклонение рН крови до:
	А	6, 5
	Б	6, 8
	В	7, 7
	Г	7, 1
		Какая из солей гидролизуется в большей степени? K HCN = 7´ 10-10 K H2SO3 = 6´ 10-8 K HF = 1´ 10-4
	А	NaCN
	Б	Na2SO3
	В	NaF
		Какая из приведённых солей подвергается гидролизу и обуславливает кислую реакцию среды:
	А	NaCl
	Б	CH3COONH4
	В	KCN
	Г	NH4Cl
		Какое значение рН имеет раствор при гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
	А	рН < 7
	Б	рН > 7
	В	рН = 7
		Определить реакцию среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, если Кд кислоты < Кд основания
	А	Кислая
	Б	Щелочная
	В	Нейтральная
		Для коррекции кислотно-щелочного равновесия при ацидозе рекомендован раствор:
	А	NaHCO3
	Б	HCl
	В	NaCl
	Г	NaOH
		С целью предотвращения гидролиза, лекарственные препараты хранят:
	А	В виде концентрированных растворов, при низкой температуре
	Б	В виде концентрированных растворов, при высокой температуре
	В	В виде разбавленных растворов, при низкой температуре
	Г	В виде разбавленных растворов, при высокой температуре
		Из предлагаемых веществ выбрать возможные компоненты для приготовления буферных растворов:
	А	HCl, NaCl
	Б	NaOH, NaHCO3
	В	NaH2PO4, Na2HPO4
	Г	NaHCO3, CO2·H2O
		Из приведенных пар веществ выберите компоненты ацетатного буферного раствора
	А	CH3COONH4, CH3COOH
	Б	(CH3COO)2Mg, CH3COOH
	В	CH3COONa, CH3COOH
	Г	(CH3COO)2Zn, CH3COOH
		рН основного буферного раствора можно рассчитать по формуле
	А
	Б
	В
	Г	pОH = -lg[ОН-]
		Единицы измерения буферной емкости:
	А	Моль/л
	Б	%
	В	г/л
	Г	Моль/кг
		Максимальное значение буферной емкости при:
	А	рН = рК
	Б	рН < рК
	В	рН > рК
	Г	рН = рК + 1

3. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):

1. Рассчитать pH растворов, в которых концентрация ионов H⁺ равна 8, 1∙ 10^-3 моль/л (см.таблицу десятичных логарифмов стр. 91):

 

2. Рассчитать pH растворов, в которых концентрация ионов OH^- равна 4∙ 10^-4 моль/л:

 

3. Как надо изменить концентрацию ионов Н⁺ в растворе, чтобы pH раствора увеличился на 1:

а) увеличить в 10 раз; б) увеличить на 1 моль/л; в) уменьшить в 10 раз

 

4. Рассчитать pH раствора HCl, С = 0, 025 моль/л, если α = 0, 96.

 

 

5. Рассчитать pH раствора NH₄OH, С = 0, 02 моль/л, если α = 0, 013.

 

6. Изобразить схемы гидролиза (в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде) следующих солей, указать характер среды в растворе:

а) KCN

 

б) NH₄Br

 

в) Na₂SO₄

 

7. Рассчитать pH гидрокарбонатного буферного раствора, состоящего из 16 мл раствора NaHСO₃,

С = 0, 1 моль/л и 40 мл раствора H₂СO₃, С = 0, 04 моль/л. (pK_a = 6, 35).

 

8. Рассчитать рН аммиачного буферного раствора, приготовленного при смешивании 100 мл

раствора NН ₄CI, С _(NH4CI) = 0, 2 моль/л и 200 мл раствора NН₄OH, С _(NH4ОН) = 0, 1 моль/л

(pK_b(NH4ОН) = 4, 75).

 

9. К 100 мл крови добавили 14 мл раствора HCl, С = 0, 1 моль/л, при этом значение pH изменится от 7, 36 до 7, 21. Рассчитать буферную ёмкость крови по кислоте.

 

4.Тематика рефератов по учебно-исследовательской работе студентов (УИРС):

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. A. Оказание помощи при различных травмах и повреждениях.
2. I. Колени тоже служат накопителями вредных веществ
3. VIII. Какую массу бихромата калия надо взять для приготовления 2 л 0,02 н. раствора, если он предназначен для изучения окислительных свойств этого вещества в кислой среде.
4. А15. Вычисления массовой доли химического элемента в веществе.
5. Агрегатные состояния вещества
6. Агрегатные состояния и превращения веществ
7. Адсорбционные методы выделения кофеина из водных растворов.
8. Адсорбция твердым веществом из раствора электролита
9. Аккумулированная энергия (в веществе)
10. Алгоритмы на различных языках программирования. Заполнение массивов
11. Анализ использования различных рекламных средств ООО «Евросеть Ритейл» за 2007–2008 годы.
12. Анализ опасности поражения током в различных электрических сетях