ЗАНЯТИЕ №
Тема: Определение рН растворов сильных и слабых электролитов.
Мотивация изучения темы: Одним из удивительных свойств живых организмов является кислотно-основный гомеостаз – постоянство рН биологических жидкостей тканей, органов. рН различных биологических жидкостей в организме человека изменяется в широких пределах в зависимости от их местонахождения. Например, рН сыворотки крови 7,4, желудочного сока ≈1,0, слюны 6,6, мочи – от 4,8 до 7,5.
Активность ферментов связана с узким интервалом допустимых значений рН. Например, оптимальная активность пепсина – фермента желудочного сока (рН ≈ 1,0), расщепляющего пептидные связи в белках, находится при рН=1,5; фермент слюны – амилаза, под действием которого крахмал и гликоген распадаются до мальтозы, имеет оптимальную активность при рН=6,7, что соответствует рН слюны.
Смещение значение рН крови в кислую область от нормальной величины 7,4 называется ацидозом, в щелочную – алкалозом (встречается редко).
Цель: Закрепить навыки расчета величины рН.
Задачи изучения:
1. Приобрести навыки расчета рН растворов сильных и слабых электролитов.
2. Закрепить навыки расчета концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов по величине рН.
Продолжительность занятия - 90 минут.
Место проведения занятия - учебный практикум (кафедра общей химии)
Задания для самостоятельной работы студента во внеучебное время (самоподготовка).
А. Контрольные вопросы
1. Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами?
2. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные, слабые электролиты.
3. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
4. Протолитическая теория кислот и оснований. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.
5. рН-водородный показатель, как мера активной кислотности. Общая и активная кислотность.
6. Действия с десятичными логарифмами.
Б. Список рекомендуемой литературы:
1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебник для ВУЗов/ , , и др. - 2 изд. - М.: ВШ, 2000.
2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов./под ред. , - М.: ВШ, 2006.
3. , , Филиппова задач и упражнений по общей химии. - М.: ВШ, 2007.
4. Практикум по общей и биоорганической химии /под ред. – 3-е изд.-М.: изд. центр «Академия», 2008.-240с
5. материал по химии за 1 семестр (тема «Буферные растворы»).
В. Обучающий материал.
1. Кв = [Н+]·[ОН-] = 10-14 моль2/л2 (ионное произведение при 25°С).
2. рН = - lg[Н+] рОН = - lg [ОН-]
3. рН + рОН = 14 - логарифмическая форма ионного произведения воды.
4. В растворах сильных электролитов концентрация ионов равна концентрации электролита с учетом числа ионов, образующихся при диссоциации электролита. Например:
а) С(HCl) = 0,01моль/л, [Н+] = 0,01моль/л = 10-2моль/л.
б) С(КОН) = 2,58·10-4моль/л, [ОН-]= 2,58·10-4моль/л.
в) С(Н2SО4) = 5,45·10-2моль/л; Н2SО4 ⇄ 2Н+ +SО42-
С(Н+) = 2·5,45·10-2моль/л = 10,9·10-2моль/л
5. В растворах слабых электролитов, чтобы рассчитать концентрацию ионов, нужно учитывать степень диссоциации (α) и константу диссоциации (Кдисс) этого электролита.
А) С иона = α·С (электролита) рН = - lgα·С
Б) С иона = 
Г. Обучающие задачи
Задача №1. Рассчитать рН: а) 0,25н раствора Н2SО4; б) 0,02н раствора NaOH.
а) Дано: С(fэквH2SO4)= 0,25моль/л рН - ? | Решение. рН = - lg[Н+] 1. H2SO4 – сильная кислота, Н2SО4 ⇄ 2Н+ +SО42- [Н+] = 2· С(Н2SО4) = С(fэквH2SO4) [Н+] = С(fэквH2SO4) = 0,25моль/л = 2,5·10-1моль/л 2. pH = - lg2,5·10-1 = -(lg2,5+lg10-1) = 1-0,3979 = 0,6021≈0,6 |
Ответ: рН≈0,6
6) Дано: С(fэкв NaOH)= 0,02моль/л рН - ? | Решение. рОН = - lg[ОН-] 1. NaOH – сильный электролит, NaOH ⇄ Na + +ОН - С(NaOH) = С(fэкв NaOH), т. к. fэкв(NaOH) = 1 [ОН-] = С(fэкв NaOH) = 0,02моль/л = 2·10-2моль/л 2. pОH = - lg2·10-2 = 2-0,3010 = 1,699 3. рН + рОН = 14 рН = 14-рОН рН = 14-1,699 = 12.301≈ 12,3 |
Ответ: рН≈ 12,3
Задача 2. Определите рН 0,15н раствора СН3СООН, степень диссоциации которой равна 0,134
Дано: С(fэкв СН3СООН)= 0,15моль/л α(СН3СООН) = 0,134 _____________________ рН - ? | Решение. рН = - lg[Н+] 1.СН3СООН –слабая кислота, СН3СООН ⇄ Н+ + СН3СОО- [Н+] = α(СН3СООН)· С(СН3СООН) С(СН3СООН) = С(fэкв СН3СООН), т. к. fэкв(СН3СООН) = 1 [Н+] = 0,15·0,134 = 0,00201 = 2,01· 10-3моль/л 2. pH = - lg2,01· 10-3 = 3-0,3032 = 2,6968 ≈ 2,697 |
Ответ: рН≈ 2,697
Задача 3. Определить рН 0,5М раствора NН4ОН. Кдисс (NН4ОН)=1,8· 10-5
6) Дано: С(NН4ОН)= 0,5моль/л Кдисс (NН4ОН)=1,8· 10-5 ____________________ рН - ? | Решение. рОН = - lg[ОН-] 1. NН4ОН – слабый электролит, NН4ОН ⇄ NН4+ + ОН - [ОН-] = [ОН-] = 2. pОH = - lg3·10-3 = 3-0,4771 = 2,5229 ≈ 2,52 3. рН = 14-рОН рН = 14-2,52 = 11,48 |
Ответ: рН=11,48.
Задача 4. Во сколько раз концентрация ионов водорода больше в растворе с рН=5, чем в растворе с рН=7,42?
6) Дано: рН1=5 рН2=7,42 ____________________
| Решение. рН = - lg[Н+] [Н+] = 10-рН 1. С(Н+)1 = 10-рН1 С(Н+)1 = 10-5 моль/л 2. С(Н+)2 = 10-рН2; С(Н+)2 = 10-7,42 = antilg (-7,42) = antilg 8,58 = 3,802·10-8 моль/л 3. |
Ответ: в 263 раза
Д. Задачи для самостоятельного решения.
Задача 1. рН желчи в желчном пузыре 6,15, рН желчи в протоках 7,95. Во сколько раз концентрация ионов водорода в желчи в желчном пузыре больше, чем концентрация ионов водорода в протоках? (Ответ: в 63 раза).
Задача 2. Рассчитать рН а) 0,035н раствора КОН; б) 0,015н раствора H2SO4; в) 0,1М раствора СН3СООН (α = 0,013); г) 0,25М раствора NН4ОН (Кдисс = 1,78·10-5). Ответ: а) рН=12,54; б) рН=1,82; в) рН=2,89; г) рН = 11,32.
