Медична хімія

У формі розчинів в організм вводиться багато лікарських препаратів (біохімія, фармакологія).

Вивчення хімії неможліве без засвоєння таких початкових понять, як величини, що характеризують кількісний склад розчинів, сумішей та систем.

3. МЕТА: Сформувати уявлення про класифікацію розчинів та величини, що характеризують кількісний склад розчинів.

Студент повинен знати:

величини, що характеризують кількісний склад розчинів;

формули для визначення масової частки, молярної концентрації, молярної концентрації еквівалента, титру та моляльної концентрації;

формули для визначення кількості речовини, кількості речовини еквівалента, молярної маси еквівалента, фактора еквівалентності;

види мірного посуду;

вміти:

проводити розрахунки по визначенню маси (об'єму) розчиненої речовини, необхідної для приготування розчинів певної концентрації;

переводити одну форму вираження концентрації в іншу;

оволодіти навичками:

зважування на технічних та аналітичних терезах.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ

ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про розчини.

2) Концентрація розчинів: масова частка, молярна концентрація.

3) Проведення розрахунків по визначенню кількості розчиненої речовини для приготування розчинів з масовою часткою та молярною концентрацією. (Матеріал шкільної програми з хімії).

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ



Зміст та послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1.Класифікація розчинів.	1.1. Газоподібні, тверді та рідкі розчини. 1.2. Насичені, ненасичені, пересичені розчини.
2. Склад розчинів (розчинена речовина та розчинник).
3. Величини, що характеризують кількісний склад розчинів.	3.1. Масова, об'ємна та молярна частки (відсотки, проміле). 3.2. Позасистемні одиниці: мг-процентна та мкг-процентна концентрації. 3.3. Молярна концентрація еквівалента (деци-, санти-, міліта мікромолі). 3.4. Моляльна концентрація. 3.5. Титр.

ЗАДАЧІ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО РОЗВ'ЯЗУВАННЯ (самостійна позааудиторна робота студентів)

Задача № 1.

Вміст катіонів натрію в плазмі крові складає 142 ммоль/л.

Визначити титр плазми по катіону натрію.

Задача № 2.

Водний розчин, одержаний розчиненням 0,005 кг глюкози (Мr = 180) у 0,095 кг води, є ізотонічним по відношенню до плазми крові. Визначити масову та молярну частки глюкози в розчині.

Задача № 3.

Титр розчину хлориду кальцію (Мr = 111), що використовується в медичній практиці при алергічних, шкіряних та інших захворюваннях дорівнює 0,0999 г/мл. Розрахувати молярну концентрацію та молярну концентрацію еквівалента хлориду кальцію в розчині та співвідношення між ними.

Задача № 4.

Визначити моляльність фізіологічного розчину, масова частка хлориду натрію в якому дорівнює 0,85%.

Задача № 5.

У лабораторії є розчин з масовою часткою хлориду натрію 10% та 0,5%. Визначити масу кожного з розчинів, що необхідна для приготування 0,5 л фізіологічного розчину з масовою часткою 0,85% та густиною 1,003 кг/л.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

Задача № 1.

Титр (Т) означає масу розчиненої речовини, що міститься в 1 мл розчину. Масу частіше виражають у грамах (г).

Отже, маємо:

, де :

m(Na⁺) маса катіонів натрію, г ; V (розчину) об'єм розчину, мл;

n(Na⁺) кількість речовини катіонів натрію, моль;

М (Na⁺) молярна маса катіону натрію, г/моль;

Т (Na⁺) г/мл

Задача № 2.

Масова частка ( W ) це відношення маси компоненту (розчиненої речовини) до загальної маси системи (розчину, суміші).

Це безрозмірна величина, що виражається частками одиниці, відсотками (частки сотні), проміле (частки тисячі), млн^-1 (частки мільйону).

Молярна частка ( ч ) це відношення кількості речовини компонента (розчиненої речовини) до загальної кількості речовини системи (розчину, суміші). Вона має таку ж розмірність, як і масова частка.



Задача № 3.

Молярна концентрація речовини X, що позначається С(Х), це відношення кількості речовини Х до об'єму розчину V. Молярна концентрація виражається в моль/м³, моль/л, або в їх похідних (ммоль/л).

де:

n - кількість речовини СаСl₂, моль;

V_{(розчину)} - об'єм розчину, л.

Якщо Т(СаСl₂) = 0,0999 г/мл = 0,0999 кг/л, то в 1 л розчину маємо 0,0999 кг солі.

Молярна концентрація еквівалента речовини X, що позначається як С(fX), це відношення кількості речовини еквівалента n(fX) дo об'єму розчину.

Молярна концентрація еквівалента виражається в моль/м³, моль/л, або в їх похідних (ммоль/л)



Еквівалент це така частина речовини Х (реальна або умовна), що в реакції еквівалентна (відовідає)одному моль атомів водню (Гідрогену), або одному моль катіонів водню (Гідрогену), або в окисно-відновних реакціях одному електрону. Фактор еквівалентності f показує, яка частка моль речовини відповідає її еквіваленту. Отже, для речовини Х фактор еквівалентності f(X) показує співвідношення між молярною масою еквівалента M(fХ) та молярною масою М(Х) речовини:

Наприклад для сірчаної кислоти Н₂SO₄:

Отже, для СaCl₂:



Задача № 4.

Моляльна концентрація речовини X, що позначається Сm(X) є відношенням кількості речовини Х до маси розчинника У.

: n(Х) кількість речовини X, моль;

m(У) маса розчинника, кг.

Якщо масова частка хлориду натрію в розчині дорівнює 0,85%, то це означає, що 0,85 г солі припадає на 99,15 г води. Отже,

Задача № 5.

По-перше, зробимо необхідні позначення: W₁(NaCl) = 10%

W₂(NaCl) = 0,5%

W_x(NaCl) = 0,85%

V_x(розчину) = 0,5л

с_x(розчину) = 1,003 кг/л

Знайдемо масу розчину, який треба приготувати:

m_x(розчину) = V_x(розчину) Чс_x(розчину) = 0,5Ч1,003 = 0,5015 кг

2) Проведемо розрахунки за правилом змішування ("хреста"). У загальному вигляді:



W₁(NaCl)

W_x(NaCl)

W₂(NaCl)

(розчину) = 9,5 кг

Знаходимо необхідні маси розчинів:

Висновок: треба змішати 18,5 г розчину з W₁=10% та 483 г розчину з W₂= 0,5%.

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Розв'язування задач на концентрацію розчинів.

Задача № 1.

У воді об'ємом 0,200 л розчинили сіль масою 0,040 кг. Визначити масову частку солі в розчині, якщо густина води дорівнює 1 кг/л.

Задача № 2.

Визначити масу розчину з масовою часткою СuSО₄ 10% і масу води, що необхідні для приготування розчину масою 0,5 кг з масовою часткою СuSО₄ 2%.

Задача № 3.

Визначити молярну концентрацію розчину з масовою часткою гідроксиду Натрію 0,2. Густина розчину 1,29 кг/л.

Задача № 4.

Визначити молярну концентрацію еквівалента розчину, утвореного при розчиненні 0,0426 кг сульфату Натрію в 0,3 кг води, якщо густина розчину дорівнює 1,12 кг/л,

Задача № 5. Визначити моляльну концентрацію розчину хлориду Калію, якщо 0,5 кг розчину містить 0,05 кг солі.

Проведення зважування на технохімічних та аналітичних терезах.

Терези повинні бути відрегульовані і підготовлені до роботи лаборантом. Речовини зважують охолодженими до кімнатної температури. Для зважування рекомендується використовувати спеціальний посуд: бюкси, стаканчики та спеціальний папір. Речовину, яку зважують, кладуть на ліву шальку терезів, а на праву важки (починаючи з найбільших). Тримати важки у руках та ставати їх на стіл не дозволяється, їх треба брати тільки пінцетом. Коли треба зважити точну масу речовини (взяти точну наважку), на праву шальку встановлюють важки необхідної маси, а на ліву шальку поступово додають речовину до встановлення рівноваги. Знімати та класти на шальки речовину або важки дозволяється тільки тоді, коли терези знаходяться в аретованому стані (ручка аретира знаходиться в крайньому лівому положенні, коромисло опущене).

Для опрацювання техніки зважування взяти наважки таких речовин:

1,60 г NaCI; 0,52 г CaCI₂; 2,50 г NaHСО₃; 0,15 г ZnSO₄; 0,07 г Н₃ВО₃.

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с. 95-100.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фіз. та колоїдна хімія. Львів. Світ, 1994, с.32-35, 3-4.

4. Садовничая Л.П. и др. Биофизичесая химия. Киев, Вища школа, 1986 с. 37-69.



ЗАНЯТТЯ 1.6

1. ТЕМА: Приготування розчинів.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Розчини з молекулярним та іонним характером дисперсності розчиненої речовини справжні розчини найважливіша складова частина біологічних рідин. Водні розчини електролітів та низькомолекулярних речовин забезпечують постійний осмотичний тиск, активну реакцію середовища, буферні властивості рідин організму, регулюють величини мембранних потенціалів, активність ферментів тощо. Так знання теорії розчинів, а також методики їх приготування, необхідні для ycпішнoro засвоєння студентами біохімії, фармакології, фізіології, гігієни та ін.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про роль розчинів у життєдіяльності організму і вивчити основні положення теорії розчинів; оволодіти методикою приготування розчинів точної концентрації.

Студент повинен знати:

основні положення теорії розчинів;

формули для визначення кількості та маси розчиненої речовини, переводу масових одиниць в об'ємні;

системні і позасистемні одиниці вимірювання концентрації розчинів;

вміти:

проводити розрахунки наважки розчиненої речовини для приготування розчину певної концентрації;

користуватися мірним посудом при приготуванні розчинів.

оволодіти навичками:

приготування розчинів з концентраціями, що застосовуються в медичній практиці, а також для клінічних та хімічних досліджень (масова частка, молярна концентрація та молярна концентрація еквівалента).

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

І) Основні величини, що характеризують склад розчинів.

2) Формули для обчислення концентрації розчину.

3) Зважування на технохімічних та аналітичних терезах.

(Матеріал шкільної програми та попереднього заняття з хімії)

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(для самостійної позааудиторної роботи студентів)

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1.Теорія розчинів.	1.1 Сольватна теорія розчинів. 1.2 Термодинаміка процесу розчинення.
2. Розчинність газів, рідин та твердих речовин.	2.1. Залежність розчинності газів від тиску (закон Генрі-Дальтона), їх природи, температури. 2.2. Вплив електролітів на розчинність газів (закон Сеченова), кесонна хвороба. 2.3. Розчинність рідин та твердих речовин. Закон розподілу Нернста та його значення для пояснення проникності біологічних мембран.
3. Приготування розчинів заданого складу.	3.1. Приготування розчинів із фіксаналів. 3.2. Приготування розчинів по розрахованій наважці.

6. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Чому при розчиненні нітрату амонію у воді розчин має нижчу температуру, ніж повітря, а при розчиненні сірчаної кислоти - набагато більшу?

2) Чим відрізняється склад водного розчину цукру від водного розчину хлориду натрію?

3) Чому водолаз з великих глибин повинен підніматися поступово, повільно, а не швидко?

4) Уведення в організм людини 3Ч10^-9 кг адреналіну (М_r = 183,2) викликає збільшення частоти пульсу. Розрахувати діючу в цьому випадку концентрацію адреналіну в організмі, припустивши, що людина масою 70 кг має 5 л крові.

5) Для визначення калію в слині методом полуменевоі фотометрії потрібно приготувати 0,25 л розчину, що містить 0,04 ммоль/л катіону калію та 0,64 ммоль/л катіону натрію.

Як приготувати такий розчин з розчину (І) хлориду калію (С₁(К⁺) = 1ммоль/л) та розчину (2) хлориду натрію (С₂(Nа⁺) = 2 ммоль/л) ?

6) Який об'єм розчину з масовою часткою сірчаної кислоти 9,3% (густина 1,06 кг/л) необхідно взяти для приготування 0,05 л розчину з молярною концентрацією еквівалента сірчаної кислоти 0,35 моль/л?

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Згідно з теорією розчинів, при розчиненні мають місце два процеси: руйнування, розклад первинної структури (кристалічної, аморфної, надмолекулярної) та побудова сольватів утворень продуктів розпаду з молекулами розчинника (для води такі утворення називаються гідратами). Перший процес є ендотермічним, тобто проходить з поглинанням енергії, а другий екзотермічний (проходить з виділенням енергії). Розчинення нітрату амонію супроводжується зниженням температури. Це означає, що руйнування кристалічної структури потребує більше енергії, ніж виділяється при утворенні гідратів. А при розчиненні сірчаної кислоти, навпаки, виділяється набагато більше енергії при утворенні гідратів, ніж у першому процесі.

2) Згідно з теорією, обидва розчини складаються з молекул і асоціатів води та гідратів молекул цукру (розчин цукру) і гідратів катіонів натрію, хлорид-іонів (розчин хлориду натрію). Розчин цукру не містить гідратованих іонів, а в розчині солі немає гідратованих молекул.

3) Якщо водолаз працює на значній глибині, то розчинність азоту повітря, яким він дихає, у нього в крові зростає. Це пов'язано з тим. що із збільшен-ням глибини підвищується і тиск. А, як відомо, розчинність газів із підвищенням тиску зростає. Коли водолаза піднімати на поверхню без необхідної поступовості, то азот починає виділятися з такою швидкістю, що може викликати розрив судин або їх закупорювання. У літературі наведені випадки загибелі водолазів від кесонної хвороби.

4) Вміст адреналіну в крові людини визначається в ммоль/л.

n - кількість речовини

адреналіну, ммоль. m - маса адреналіну, кг;

М - молярна маса адреналіну, кг/кмоль;

10⁶ - перехідний коефіцієнт від кмоль до ммоль

На одиницю маси людини концентрація адреналіну складає:

W (адреналіну) = 4,3Ч10^-9%

У позасистемних одиницях концентрація адреналіну має такі значення:

0,43Ч10 ^-10 кг/кг Ч 10^-1Ч10^-6 = 4,3Ч10^-6 мг% або 4,3Ч10^-3 мкг%.

5) Визначаємо кількість речовини катіонів калію та натрію у 0,25 л розчину:

n(K⁺) = C(K⁺)ЧV = 0,04Ч0,25 = 0,01 ммоль

n(Na⁺) = C(Na⁺)ЧV = 0,64Ч0,25 = 0,16 ммоль

Визначаємо об'єми розчинів (1) та (2):



Для приготування 0,25 л потрібного розчину необхідно відібрати піпеткою 10 мл розчину (1) та 80 мл розчину (2), перенести ці об'єми у мірну колбу місткістю 0,25 л, довести рівень розчину дистильованою водою до риски. Готовий розчин перемішати.

6) Визначаємо кількість речовини еквівалента кислоти, що містить розчин, який треба приготувати:

n(1/2H₂SO₄) = C(1/2H₂SO₄)ЧV = 0,35 Ч 0,05 = 0,0175 моль

Визначаємо масу кислоти:

m(H₂SO₄) = n(1/2H₂SO₄) Ч M(1/2H₂SO₄) = 0,0175Ч 49 = 0,8575 г

Визначаємо масу розчину кислоти, який необхідно взяти для приготування заданого розчину:

Розраховуємо об'єм цього розчину:

Отже: для приготування 0,05 л розчину з молярною концентрацією еквівалента сірчаної кислоти 0,35 моль/л треба взяти 8,7 мл (піпеткою) розчину сірчаної кислоти з масовою часткою 9,3%, перенести в мірну колбу місткістю 50 мл та довести об'єм розчину у колбі дистильованою водою до риски.

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Приготування розчинів із фіксаналів.

Для приготування розчину із фіксаналу необхідно вміст ампули кількісно перенести у мірну колбу та розвести дистильованою водою до мітки. Перенесення вмісту фіксаналу в колбу: етикетку або напис з ампули зняти, ампулу вимити і промити дистильованою водою. У мірну колбу потрібного об'єму (1,0; 0,5; 0,25 л) вставляють лійку діаметром 9-10 см, в якій розміщують бойок з розширенням. Цим бойком пробивають фіксанал з одного боку, тримаючи фіксанал вертикально. Іншим бойком пробивають фіксанал з другого боку і дають змогу вмісту його перейти крізь лійку у колбу. Не змінюючи положення ампули, її обережно, але ретельно промивають дистильованою водою. Об'єм води повинен не менше, ніж у шість разів перевищувати об'єм фіксаналу. Після розчинення вмісту ампули об'єм рідини у колбі доводять дистильованою водою до мітки. Готовий розчин ретельно перемішують.

Приготування розчинів заданої концентрації по розрахованій наважці.

Кожний студент одержує у викладача картку з індивідуальним завданням: приготувати розчин лікарського препарату певної концентрації з поясненням застосування його в медичній практиці. Спочатку виконує необхідні розрахунки, а потім, з дозволу викладача, готує розчин.

Приготування розчину масової концентрації. Розраховану наважку речовини зважити на технохімічних терезах, перенести її в будь-який немірний посуд та додати розраховану кількість води. Готовий розчин перемішати до розчинення наважки.

Приготування розчинів молярної концентрації та молярної концентрації еквівалента.

Розраховану наважку зважити на аналітичних терезах (рідкі речовини відбирають піпеткою), кількісно перенести у мірну колбу потрібного об'єму (у колбу перед цим внести невеликий об'єм дистильованої води). Наважку спочатку розчинити у воді, а потім долити у колбу дистильовану воду до мітки. Готовий розчин перемішати.

Кожен студент одержує у викладача картку з індивідуальним завданням приготувати розчин певної концентрації.

Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Зробити у зошиті необхідні розрахунки та описати порядок приготування розчину згідно з індивідуальним завданням.

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с. 87-94, 100-111..

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Мороз А.С. Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. Львів, Світ. 1994, с. 30-35.

4. Садовничая Л.П.. Хухрянский В.Г. Биофизическая химия. Киев, Вища школа. 1986, с.37-68

5. Ленский А.С. Ввдение в бионеорганическую химию. М., Высшая школа, 1989, с. 93-112.

ЗАНЯТТЯ 1.7

1. ТЕМА: Основи титриметричного аналізу.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Діагностика багатьох захворювань, перш за все, базується на даних клінічних, біохімічних, фізико-хімічних методів аналізу. Одним з основних методів хімічного аналізу є титриметричний аналіз. Він охоплює і метод нейтралізації у двох його варіантах: алкаліметрія та ацидиметрія. Метод нейтралізації застосовується для визначення кислотності шлункового соку, сечі, інших біологічних рідин, вмісту хлоридів у сироватці крові. У санітарно-гігієнічному аналізі метод нейтралізації застосовується для дослідження питної води, визначення кислотності харчових продуктів. Основні поняття про теорію та методи титриметричного аналізу, і метод нейтралізації зокрема, необхідні студенту для вивчення біохімії, фармакології, гігієни.

3. МЕТА. Засвоїти теоретичні основи титриметричного аналізу, методу нейтралізації та оволодіти технікою титрування.

Студент повинен знати:

основні поняття титриметричного аналізу;

суть методу нейтралізації;

теорію індикаторів у методі нейтралізації;

принципи підбору індикаторів для визначення кінця титрування за кривими титрування.

вміти

підбирати індикатор для конкретного титрування;

фіксувати кінець титрування в методі нейтралізації за допомогою індикаторів;

проводити розрахунки за формулами титриметричного аналізу.

оволодіти навичками:

користування піпетками, бюретками при титруванні;

технікою титрування;

визначення кількісного вмісту кислот у розчинах та біологічних рідинах методом нейтралізації (алкаліметрія).

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Суть реакції нейтралізації.

2) Складання рівнянь реакцій нейтралізації в молекулярній та іонній формах.

3) Поняття про розчини, види концентрації розчинів.

4) Використання формул масової частки, молярної концентрації, молярної концентрації еквівалента для проведення розрахунків.

(Матеріал шкільної програми та попередніх занять з хімії)



5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій.	Вказівки до навчальних дій.
1.Суть титриметричного аналізу.	1.1. Основні поняття титриметричного аналізу. 1.2. Техніка титрування. 1.3. Розрахунки в титриметричному аналізі.
2. Метод нейтралізації.	2.1. Реакції, на яких базується метод нейтралізації. 2.2. Точка еквівалентності в методі нейтралізації.
3. Кислотно-основні індикатори.	3.1. Однота двохкольорові індикатори. 3.2. Інтервал переходу забарвлення індикатора. 3.3. Показник титрування індикатора.
4. Криві титрування у методі нейтралізації.	4.1. Стрибок титрування. 4.2. Принцип підбору індикатора.
5. Застосування алкаліметрії та ацидиметрії.

6. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Вибрати групу речовин, вміст яких може бути визначений в розчині методом алкаліметрії

а) НСІ, NaОН, K₂CO₃ ; в) НСІ, СН₃СООН, NаНСО₃ ;

б) КОН, NН₃, СаSО₄ ; г) (NH₄)₂SO₄, NH₄СІ, NаСІ.

2) Вибрати індикатор, за допомогою якого можна визначити концентрацію сильної кислоти в розчині алкаліметричним титруванням

а) фенолфталеїн (8,2 -10,0) в) лакмуc (4,4 6,4)

б) метиловий оранжевий (3,1 4,4) г) метиловий червоний (4,4 6,2)

3) Вибрати індикатор, що може бути застосований для визначення вмісту речовин, які створюють у біологічній рідині слабокислу реакцію середовища, якщо стрибок на кривій алкаліметричного титрування складав 7,8 10,9 рН (у дужках показані інтервали переходу забарвлення індикаторів)

а) фенолфталеїн (8,2 10,0) в) метилрот (4,4 6,2)

б) метилоранж (3,1 4,4) г) нафтилфталеїн (7,4 8,6)

4) Вибрати групу кислот, розчини яких застосовують як робочі

у методі ацидиметрії

а) НСІ, Н₂S0₄, СН₃СООН в) H₃PO₄, H₂S, НзВОз

б) СН₃СООН, H₂C₂O₄, Н₃РО₄ г) НСІ, НNО₃, Н₂SO₄

5) На титрування 25,0 см³ (мл) розчину аміаку витрачено 25,05 cм³ (мл) розчину з молярною концентрацією еквівалента НСl 0,1244 моль/дм³. Визначити вміст аміаку в розчині (в г/дм³).

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь в).

Методом алкаліметрії можна визначити в розчині або в біологічній рідині сильні та слабкі кислоти, кислі солі та речовини з кислою реакцією середовища.

2) Будь-який з наведених індикаторів, тому що інтервал переходу забарвлення всіх цих індикаторів лежить у межах стрибка рН на кривій титрування сильної кислоти.

3) Правильна відповідь а)

Лише фенолфталеїн має інтервал переходу забарвлення, що лежить

у межах стрибка рН на кривій титрування, тому він забезпечить фіксацію точки еквівалентності з найменшою похибкою.

4) Правильна відповідь г).

Робочі розчини в ацидиметрії це розчини сильних кислот, застосування яких забезпечує великий стрибок на кривій титрування та можливість використання переважної більшості кислотно-основних індикаторів з інтервалом переходу забарвлення у кислому середовищі.

5) Визначаємо молярну концентрацію еквівалента розчину аміаку:



Визначаємо масу аміаку в 1 дм³ (л) розчину:

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ

Ознайомлення з методикою виконання об'ємного аналізу.

Для одержання правильних результатів всі операції в об'ємному аналізі слід виконувати дуже ретельно. Перед початком роботи потрібно переконатися у наявності необхідного посуду і його готовності до роботи, уважно ознайомитися з методикою аналізу, приготувати зошит для запису результатів.

Наповнення бюретки робочим розчином. Бюретку обполіскують спочатку дистильованою водою, а потім розчином, яким будуть її заповнювати. Після цього робочий розчин наливають у бюретку трохи вище нульової поділки. Пухирець повітря із носика бюретки виганяють, відігнувши злегка носик догори і надавлюючи при цьому на затискач (чи кульку) бюретки. Після того, як носик повністю заповнений розчином та вийнята лійка, через яку наливали розчин, встановлюють рівень розчину на нульовій поділці. Натискуючи на затискач, по краплях випускають розчин з бюретки доти, доки нижня частина меніску безбарвного розчину або верхня частина меніску забарвленого розчину не буде на рівні нульової поділки. Проводити відлік слід завжди так, щоб око знаходилося на одному рівні з меніском.

Відмірювання розчинів піпетками.

Хімічні піпетки використовують, щоб відібрати точний об'єм потрібного розчину. Спочатку піпетку обполіскують, набираючи цей розчин приблизно до половини. При цьому занурюють піпетку у розчин майже до дна. Набирають розчин трохи вище мітки. Верхній кінець піпетки швидко затискують вказівним пальцем, піпетку виймають із розчину. Послаблюючи тиск пальця, дають надлишку розчину витекти по краплях, щоб меніск встановився точно проти мітки. Обережно, слідкуючи, щоб розчин не капав, підносять піпетку до колбочки, у яку потрібно перенести відмірений об'єм розчину. Тримаючи піпетку вертикально, відкривають верхній її кінець і дають розчину витекти (носик піпетки при цьому повинен торкатися до внутрішньої стінки горла колби). Залишок розчину не видувають і не витрушують.

Розчин, що підлягає титруванню, часто повинен містити і додаткові компоненти, які створюють певне середовище, або реагують з певною речовиною, перетворюючи її у форму, необхідну для титрування. Розчини цих компонентів відмірюють мірними циліндрами або піпетками.

Проведення титрування.

Конічну колбу з розчином, підготовленим для титрування, розміщують на білому папері під носиком бюретки. Кінчик носика повинен знаходитися на рівні горла колби. Натискуючи великим і вказівним пальцями лівої руки на затискач (або кульку), вилучають розчин у колбочку невеликими порціями. Правою рукою обережно струшують колбу для швидкого перемішування розчину. Про наближення кінця титрування свідчить те, що у місці падіння краплі робочого розчину розчин у колбі набуває характерного для кінця титрування забарвлення. Тоді робочий розчин починають додавати по одній краплі. Після стійкої зміни забарвлення титрування припиняють і визначають об'єм робочого розчину, витраченого на титрування. Титрування проводять не менше трьох разів.

Визначення масової частки оцтової кислоти.

За допомогою піпетки відібрати 10,0 мл розчину оцтової кислоти і перенести в конічну колбу ємністю 50-100 мл, додати 2-3 краплі фенолфталеїну і титрувати з бюретки робочим розчином гідроксиду натрію до появи блідо-рожевого забарвлення.

Визначити (за шкалою бюретки) об'єм робочого розчину лугу, витраченого на титрування. Повторити титрування ще двічі та з одержаних результатів вирахувати середнє арифметичне значення об'єму NaOH-V_{сер.(NaOH)}:

Розрахунок масової частки оцтової кислоти:

1) знайти молярну концентрацію еквівалента оцтової кислоти в розчині:

2) знайти масу оцтової кислоти в одному літрі розчину:

де: V = 1дм³(л) - об'єм розчину кислоти;

молярна маса еквівалента СН₃СООН, г/моль;

3) знайти масову частку оцтової кислоти у наважці

(наважка це певна маса концентрованої оцтової кислоти, із якої готувався 1 дм³ (л) розчину, що досліджувався):



Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Зробити у зошиті необхідні розрахунки та висновок.

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с. 313-364.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Селезнёв К.А. Аналитичская химия. М., Химия, 1973, с. 164-199.

4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., Высшая школа, 1978, с. 74-109.

ЗАНЯТТЯ 1.8

1. ТЕМА. Основи титриметричного аналізу.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ TЕМИ. У практиці клінічних і науково-дослідних лабораторій широко застосовуються титриметричні методи аналізу, які грунтуються на реакції комплексоутворення катіонів металів з комплексонами.

Комплексони застосовують у лабораторіях для визначення мікроелементів в біологічних рідинах, при аналізі лікарської сировини, у санітарно-гігієнічному аналізі, наприклад, для визначення твердості питної води та промислових вод. Знання особливостей будови комплексних сполук та можливостей комплексонометричного методу необхідні для вивчення біохімії, фармакології, гігієни, дисциплін медичного профілю.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про комплексонометричний метод титриметричного аналізу та особливості його застосування, навчитися проводити комплексонометричне визначення загальної твердості води,

Студент повинен знати:

суть методу комплексонометрії, особливості застосування трилону Б та індикаторів;

види твердості води та методи її усунення;

вміти:

проводити титрування досліджуваної рідини розчином трилону Б;

виконувати розрахунки в комлексонометричному аналізі;

оволодіти навичками:

визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про комплексні сполуки.

2) Загальні уявлення про твердість води.

3) Теорія розчинів, види концентрації розчинів.

4) Суть та техніка виконання титриметричного аналізу.

5) Проведення розрахунків у титриметричному аналізі.

(Матеріал шкільної програми та попередніх занять з хімії)

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Суть методу комплексонометрії.	1.1. Реакції, що лежать в основі методу. 1.2. Поняття про комплексони. 1.3. Індикатори методу комплексонометрії. 1.4. Застосування комплексонометричного аналізу.
2. Визначення загальної твердості води.	2.1. Загальна, тимчасова, постійна твердість води. 2.2. Методи усунення твердості води. 2.3. Визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

6. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

1) При комплексонометричному визначенні загальної твердості води відбувається утворення двох комплексних сполук. Пояснити, яка сполука буде більш стійкою.

а) сполука іонів кальцію з трилоном Б;

б) сполука іонів кальцію з індикатором;

в) сполука іонів кальцію з буфером;

г) сполука індикатора з трилоном Б.

2) Пояснити, які речовини застосовуються для пом'якшення води.

а) сода, гідроксид натрію, ортофосфат натрію;

б) сода, гашене вапно, ортофосфат натрію;

в) гідроксид натрію, гашене вапно, розчин аміаку;

г) хлороводнева кислота, ортофосфорна кислота, сірчана кислота.

3) Вказати, у якому середовищі проводять комплексонометричне визначення твердості води

а) у нейтральному; б) у кислому; в) у лужному.

4) Визначити загальну твердість води (ммоль-екв./дм³), якщо на титрування 50 см³ водопровідної води витрачено 5,6 см³ розчину трилону Б з молярною концентрацією еквівалента 0,05 моль/дм³.

а) 5; б) 50; в) 0,5; г) 5,5.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь а).

При комплексонометричному визначенні загальної твердості води послідовно утворюються дві комплексні сполуки. Спочатку катіони кальцію (магнію) утворюють комплекс з індикатором винно-червоного кольору. При титруванні трилоном Б катіони кальцію (магнію) переходять у більш стійкий комплекс з трилоном, який забарвлення не має. Індикатор, що вивільняється при цьому, завдяки лужному середовищу, яке створюється буферним розчином, забарвлює розчин у синій колір.

2) Правильна відповідь б).

Сода, гашене вапно, ортофосфат натрію з катіонами кальцію та магнію твердої води утворюють нерозчинні сполуки і тим самим зменшують твердість води:



Ca²⁺ + CO₃²= CaCO₃ v; 3Ca²⁺ + 2PO₄³= Ca₃(PO₄)₂v

(сода) (ортофосфат)

усунення постійної твердості;

Са²⁺ + 2 НСО₃ + Са²⁺ + 2 ОН= 2СаСО₃v + 2Н₂О

(вапно)

Mg²⁺ + 2 HCO₃+ 2 Ca²⁺ + 4OH= Mg(OH)₂v + 2 CaCO₃v + 2H₂O

( в а п н о )

усунення тимчасової твердості;

Всі інші відповіді містять частково або повністю речовини, не здатні усунути твердість води.

3) Правильна відповідь в).

Правильна відповідь б).

Загальну твердість води (Т_води, ммоль-екв./дм³) обчислюють за формулою:

V _Тр.Б - середнє арифметичне значення об'єму трилону Б, мл;

V_води - об'єм води, що титрувався, мл;

С_{(1/2 Тр. Б)} - молярна концентрація еквівалента трилону Б, моль/дм³ .

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

Кожний студент одержує у викладача пробу води та визначає її твердість (індивідуальна робота).

Для цього відібрати піпеткою 25,0 (або 20,0) мл води, твердість якої визначається, перенести у колбу для титрування. Додати 10 мл аміачного буферного розчину з рН 10 та 20-30 мг (на кінці шпателя) сухої суміші індикатора хромогену чорного (еріохром чорний Т) з хлоридом натрію. Розчин у колбі набуває винно-червоного кольору. Бюретку заповнити робочим розчином грилону Б і титрувати до переходу забарвлення розчину в колбі у синє. Титрування повторити ще мінімум двічі. Для розрахунків взяти середнє арифметичне значення об'єму трилону Б.

Загальну твердість води розрахувати за формулою:

V _Тр.Б - середнє арифметичне значення об'єму трилону Б, мл;

V_води - об'єм води, що титрувався, мл;

С_{(1/2 Тр. Б)} - молярна концентрація еквівалента трилону Б, моль/дм³ .

Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записуючи у зошит результати експериментального визначення твердості води, обов'язково вказати номер проби води, виданої викладачем.

8. ЛІТЕРАТУРА

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с. 20-с. 359-363.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Селезнев К.А. Аналитическая химия. М., Химия, 1973. с. 222-228.

4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., Высшая школа, 1978, с. 151-157.



ЗАНЯТТЯ 1.9

1. ТЕМА. Кислотно-основна рівновага в організмі. Водневий показник біологічних рідин.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Внутрішні середовища організму кров, лімфа, шлунковий сік, сеча, слина та ін. є водними розчинами. рН цих розчинів впливає на життєдіяльність клітин, тканин, органів та організму в цілому, тому що, по-перше, іони водню здійснюють каталітичний вплив на біохімічні перетворення, по-друге, ферменти і гормони мають біологічну активність тільки в певному інтервалі значень рН, по-третє, величина концентрації іонів водню впливає на величину осмотичного тиску біологічних рідин. Стабільність величини рН забезпечується дією фізіологічних механізмів і буферними системами. Гідролізні реакції в організмі мають велике значення в обміні речовин, підтримуванні постійної реакції середовища біологічних рідин організму.

Постійність рН систем організму необхідна умова його нормальної життєдіяльності, контроль цієї величини дає можливість виявити різні види патології і правильно поставити діагноз. Тому визначення рН біологічних рідин широко застосовується в клінічних і біохімічних дослідженнях, а також у фармацевтичній практиці. Адже фармакологічна дія лікарських препаратів залежить від рН вихідних розчинів і від рН біологічних рідин.

Потенціометричний метод визначення рН має ряд переваг порівняно з індикаторним: він точніший (дає змогу вимірювати рН з точністю 0,02-0,05), а також дає можливість вимірювати рН багатокомпонентних систем та забарвлених розчинів. З розвитком електродної техніки цей метод все ширше застосовується у біології, медицині та фармації.

Дуже важливими для організму є процеси гідролізу. Наприклад, при гідролізі АТФ виділяється енергія, а гідроліз солей впливає на величину рН середовища крові та тканинних рідин, перетравлювання їжі також пов'язане з гідролізом. На гідролітичних процесах ґрунтується дія деяких хіміотерапевтичних засобів. Завжди треба враховувати процеси гідролізу при визначенні терміну зберігання багатьох лікарських препаратів. Знання теорії гідролітичних процесів необхідне для подальшого вивчення біохімії, фізіології, фармакології.

3. МЕTA. Сформувати уявлення про роль водневого показника, гідролітичних процесів в організмі людини. Опанувати методику потенціометричного визначення рН.

Вивчити основні теоретичні положення гідролізу солей. Сформувати уявлення про значення гідролітичних процесів в обміні речовин в організмі та у дії лікарських засобів.

Студент повинен знати:

суть поняття "водневий показник" та його значення для функціонування живого організму;

величини рН основних біологічних рідин організму;

причину порушення кислотно-основного балансу в організмі;

основи теорії гідролізу солей;

визначення понять "ступінь гідролізу", "константа гідролізу";

як впливає гідроліз солей на величину рН;

значення гідролізу для процесів метаболізму;

основні принципи іонометрії, види електродів визначення та порівняння;

вміти:

проводити розрахунки значень рН та концентрацій іонів Гідрогену (гідроксонію).

писати рівняння гідролізу солей у молекулярній та іонній формах;

оцінювати вид середовища у розчинах солей, що піддаються гідролізу.

овлодіти навичками:

визначення рН розчинів і біологічних рідин потенціометричним методом за допомогою скляного електрода.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про кисле, нейтральне і лужне середовище. Шкала рН.

2) Поняття про гідроліз солей.

(матеріал шкільної програми з хімії).

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Дисоціація води.	1.1. Константа дисоціації води. 1.2. Іонний добуток води.
2. Водневий показник.	2.1. Шкала рН. 2.2. Значення рН рідин організму людини. 2.3. Зниження рН.
3. Гідроліз солей.	3.1 Поняття про гідролітичні процеси. Види солей, що гідролізуються. 3.2. Ступінь гідролізу, його залежність від концентрації і температури. 3.3. Константа гідролізу. 3.4. Вплив гідролізу на реакцію середовища. 3.5. Роль гідролітичних процесів у обміні речовин.
4. Потенціометричне визначення рН.	4.1. Електроди визначення. 4.2. Електроди порівняння. 4.3. Принцип дії скляного електрода. 4.4. Гальванічне коло для визначення рН зі скляним електродом.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Вказати, як пов'язані між собою значення рН і рОН в розчині.

а) рН = рОН в) рН • рОН = 7

б) рН + рОН = 14 г) рН/рОН = 1

2) Пояснити, як може впливати зміна рН біологічної рідини на фізіологічні процеси.

а) залежить від виду біологічної рідини;

б) при збільшенні рН швидкість процесів зростає;

в) при збільшенні рН швидкість процесів зменшується, а при зниженні рН швидкість зростає;

г) зміна рН може змінити швидкість процесу, або зовсім його припинити.

3) Пояснити, чому знижується рН в зоні запалення.

а) в зоні запалення утворюються продукти неповного окиснення органічні кислоти;

б) в зоні запалення різко сповільнюється відток продуктів метаболізму;

в) в зоні запалення пригнічується окиснення і зростає

відновлення;

г) в зоні запалення рН не змінюється, бо його значення не залежить від напряму процесів метаболізму.

4) Вибрати групу солей, що піддаються гідролізу при розчиненні у воді.

а) хлорид натрію, сульфат амонію;

б) ціанід калію, карбонат натрію;

в) нітрат калію, ацетат кальцію;

г) ацетат амонію, сульфат натрію.

5) Вибрати правильне іонне рівняння (коротка іонна форма) реакції гідролізу карбонату натрію.

а) Na⁺ + Н₂О == NаОН + Н⁺ в) Nа⁺ + ОН == NаОН

б) СОз²+ 2H⁺ == Н₂COз г) СО₃²+ H₂O == HCO₃+ OH^-

6) Вказати вид середовища, що створюється при розчиненні сульфату цинку у воді.

а) кисле ; б) лужне; в) нейтральне; г) в залежності від концентрації солі.

7) Пояснити залежність ступеня гідролізу від температури і концентрації солі.

а) ступінь гідролізу не залежить від температури і концентрації;

б) ступінь гідролізу збільшується при збільшенні концентрації і температури;

в) ступінь гідролізу зменшується при збільшенні концентрації і температури;

г) ступінь гідролізу зменшується при збільшенні концентрації і збільшується зі зростанням температури.

8) пояснити, як буде змінюватися константа гідролізу трьох солей, що утворені однією сильною основою і різними по силі кислотами.

а) константа гідролізу буде збільшуватися із збільшенням сили кислоти;

б) константа гідролізу буде зменшуватися із збільшенням сили кислоти;

в) константа гідролізу не буде залежати від сили кислот;

г) константа гідролізу буде обумовлена величиною константи дисоціації основи.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Оскільки рН = -lg[H⁺], а рОН = -lg[OH^-], при логарифмуванні рівняння іонного добутку води маємо:

[Н⁺] • [ОН^-] = 10^-14 , або: -lg[Н⁺] + (-lg[OН^-] ) = 14

рН + рОН = 14

lg[H⁺] + lg[OH^-] = lg10^-14,

lg[H⁺] + lg[OH^-] = -14,

2) Правильна відповідь г).

Вплив рН середовища на фізіологічні процеси настільки великий, що вже незначна зміна рН може помітно змінити швидкість процесу, навіть зовсім його припинити. Це пов'язано з тим, що ферменти є речовинами білкової природи, структура і активність яких у значній мірі залежить від рН. Зміна структури фермента пригнічує його каталітичну активність або призводить до її зникнення. Наприклад, фермент амілаза, що міститься в слині і прискорює розщеплення крохмалю, найбільш активний при рН 6,7. Активність ферменту шлункового соку пепсину, проявляється при рН 1,5-2,5. Зміна рН викликає інактивацію пепсину і амілази.

3) Правильна відповідь а).

Процес повного окиснення у звичайних умовах йде з утворенням вуглекислого газу і води. У зоні запалення при ураженні тканин спостерігається посилення анаеробного (безкисневого) окиснення з утворенням органічних кислот (молочна кислота та ін.), які знижують рН середовища у зоні запалення.

4) Правильна відповідь б).

Тільки солі, що утворені сильною кислотою і сильною основою, не піддаються гідролізу. Таких солей немає тільки у відповіді б). У всіх інших вони є (хлорид натрію (а), нітрат калію (в), сульфат натрію (г)).

5) Правильна відповідь г).

Карбонат натрію сіль, що утворена сильною основою і слабкою кислотою. Гідроліз іде по аніону:

Na₂CO₃ + Н₂О == NaHCO₃ + NаОН

СОз²+ Н₂О == НСОз + ОН^-

6) Правильна відповідь а).

Сульфат цинку - сіль, що утворена сильною кислотою і слабкою основою.

Гідроліз іде по катіону: Zn²⁺ + H₂O == (ZnОН)⁺ + Н⁺.

Утворення при гідролізі катіонів Гідрогену (Н⁺) зменшує рН розчину сульфату цинку, середовище стає кислим.

7) Правильна відповідь г).

8) Правильна відповідь б).

Чим менша константа дисоціації кислоти (чим менша сила кислоти), тим в більшій мірі відбувається гідроліз солі, утвореної такою кислотою. Отже, константа гідролізу солі зменшується із збільшенням сили кислоти або із збільшенням константи її дисоціації, тому що гідроліз цих солей іде по аніону:

Аn+ Н₂О == НАn + ОH^-, а константа гідролізу може бути обчислена за формулою:

- іонний добуток води;

К_НАn - константа дисоціації кислоти;

К_гідр. - костанта гідролізу.

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ

Підготовка приладу до роботи.

Визначення рН потенціометричним методом проводиться на іономірі ЭВ-74. На початку роботи необхідно ознайомитися з паспортом та інструкцією до приладу. Порядок підготовки іономіра до роботи:

натиснути кнопки “t” і “-1-І9" та ввімкнути прилад (попередньо підключивши його до мережі); прогріти протягом 30 хв.;

зібрати гальванічне коло з робочого (вимірювального) і допоміжного (порівняльного) електродів.

Вимірювальним є скляний електрод ЭСЛ 43 07 з водневою функцією. Допоміжним є хлорсрібний електрод із сталим значенням потенціалу (0,201 ± : 0,003 В). Електроди закріпити в утримувачі над спеціальним столиком для розчину і підключити у відповідні гнізда на задній панелі приладу.

Іономір настроєний по контрольних буферних розчинах за методикою, що дається в інструкції до приладу.

Визначення рН біологічних рідин.

Визначення рН біологічної рідини проводиться у такій послідовності:

у хімічний стаканчик з біологічною рідиною занурити електроди утворити гальванічне коло;

натиснути кнопки "аніони/катіони", "рХ" і загального діапазону

"-І-І9". Кнопку "Х/Х" залишити не натиснутою, що відповідає вимірюванню концентрації одновалентних іонів;

визначити приблизне значення рН за шкалою загального діапазону;

натиснути кнопку одного з піддіапазонів, що містить приблизне значення рН, і визначити точне значення рН за шкалою, що відповідає цьому діапазону.

Обробка результатів та оформлення протоколу лабораторної роботи.

1) Точне значення рН біологічної рідини занести у таблицю:

№	Вид біологічної рідини	рН	аН+, моль/л	Кв	аОН-, моль/л	рОН	вид середовища
1
2
3

2) За точними значеннями рН для кожної біологічної рідини обчислити активність катіонів Гідрогену a_Н⁺ :

рН = lg a_H⁺ , або lg a_H⁺ = -рН

3) Оскільки для кожного розчину на водній основі (відповідно і для біологічної рідини) значення іонного добутку води К_в є сталим, знаходимо активність гідроксид-іонів за формулою (за стандартної температури):

4) Розрахувати значення рОН за формулою:

5) Результати всіх розрахунків занести у таблицю.

6) За величиною рН зробити висновок про вид середовища у відповідній біологічній рідині.

8. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. -В: НОВА КНИГА, 2006, с.138-143, 151-161.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. - К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. Киев, Вища школа. 1986, с. 105-126.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 66-69.

ЗАНЯТТЯ 1.10

1. ТЕМА. Буферні системи, класифікація та механізм дії.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Одним з найважливіших аспектів гомеостазу організму людини є підтримування постійного значення рН, що здійснюється буферними системами та фізіологічними механізмами. Буферні системи регулюють концентрацію іонів водню та гідроксид-іонів, а також перебіг реакцій, що залежать від величини рН. Знання про буферні системи необхідні при вивченні біохімії, фізіології, фармакології та клінічних дисциплін.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про буферні системи та механізм їх дії. Визначити вплив кислот, основ та розведення на рН буферних розчинів.

Студент повинен знати:

визначення поняття "буферна система";

класифікацію буферних систем за складом;

механізм буферної дії;

склад типових буферних систем;

фактори, що впливають на величину рН буферної системи;

вміти:

складати рівняння реакцій, що характеризують буферну дію;

проводити розрахунки за рівнянням Гендерсона-Гассельбаха;

оволодіти навичками:

визначення впливу кислот, основ та розведення на рН буферних розчинів.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДН ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про сильні і слабкі електроліти.

2) Поняття про водневий показник і шкалу рН.

3) Методи визначення рН розчинів.

(Матеріал шкільної програми та попередніх занять з хімії).

5. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Поняття про буферні розчини.	1.1. Класифікація буферних розчинів за складом. 1.2. Механізм дії буферних систем.
2. рН буферних розчинів.	2.1. Рівняння Гендерсона-Гассельбаха. 2.2. Вплив різних факторів на значення рН буферного розчину.

6. ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Назвати кількість основних типів буферних систем (за складом);

а) один; б) два; в) три; г) чотири

2) Вибрати правильну формулу для розрахунку рН буферної системи HCN NaCN

а) б)

в) г)



3) Розрахувати рН буферного розчину, що був приготований з 0,040 л розчину аміаку з концентрацією 0,15 моль/л та 0,020 л розчину хлориду амонію з концентрацією 0,25 моль/л.

а) 4,67; б) 6,42; в) 9,33; г) 10,12.

4) Пояснити, чому при додаванні невеликої кількості сильної кислоти до гідрогенкарбонатної буферної системи її рН практично не змінюється.

а) підвищується ступінь дисоціації гідрогенкарбонату натрію;

б) рівновага зміщується в бік утворення катіонів водню:

CO₂ + H₂O == H⁺ + НСОз^-

в) під впливом сильних кислот розкладається вугільна кислота;

г) сильна кислота замінюється еквівалентною кількістю слабкої вугільної кислоти.

5) Вказати, від яких факторів залежить рН буферної системи.

а) від природи слабкого електроліту (кислоти чи основи);

б) від співвідношення концентрацій компонентів буферної системи;

в) від концентрації слабкого електроліту (кислоти чи основи);

г) від концентрації солі.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Буферні системи за складом бувають двох основних типів:

слабка кислота сіль слабкої кислоти та лугу;

слабка основа сіль слабкої основи та сильної кислоти.

2) Правильна відповідь а).

Рівняння Гендерсона-Гассельбаха для цієї системи буде мати такий вигляд:



3) Правильна відповідь в).

Приготований розчин належить до буферних розчинів основного типу. Для розрахунку значення його рН використовуємо рівняння;

рН буферного розчину дорівнює 9,33.

4) Правильна відповідь г).

При додаванні сильної кислоти до гідрогенкарбонатного буферного розчину має місце її взаємодія з гідрокарбонатом натрію:

Н⁺ + НСО₃= H₂O + CO₂

При цьому сильна кислота заміщується еквівалентною кількістю слабкої вугільної кислоти, і її вплив на значення рН буде майже непомітним.

5) Правильні відповіді а) і б).

рН буферної системи залежить від природи слабкого електроліту (рК) і співвідношення компонентів ().

7. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Визначення впливу розведення на рН буферних розчинів.

У першу пробірку налити 6 мл буферного розчину, в другу 2 мл цього ж розчину та 4 мл дистильованої води. У кожну пробірку додати по 2 краплі індикатора метилового червоного. Зміст пробірок перемішати і порівняти забарвлення.

Визначення впливу кислоти та лугу на рН буферного розчину.

У три пробірки налити по 4 мл буферного розчину з відомим значенням рН. Потім додати в одну пробірку 2 краплі розчину НСІ (С = 0,1 моль/л), у другу 2 краплі розчину NaOH (С = 0,1 моль/л), у третю 2 краплі дистильованої води і в кожну по 2 краплі індикатора метилового червоного. Розчини перемішати і порівняти забарвлення.

Оформлення протоколу лабораторної роботи.