Пособие по растворам, Главатских


ФАРМАЦЕВТИЧЕСКИЙ ФИЛИАЛ
ГБПОУ «СВЕРДЛОВСКИЙ ОБЛАСТНОЙ МЕДИЦИНСКИЙ КОЛЛЕДЖ»
ЦИКЛОВАЯ МЕТОДИЧЕСКАЯ КОМИССИЯ ХИМИИ



РАСТВОРЫ

Учебное пособие
для студентов по дисциплинам
«Общая и неорганическая химия»
и «Аналитическая химия»






Екатеринбург
2017
Учебное пособие для студентов по дисциплинам «Общая и неорганическая химия» и «Аналитическая химия» / сост. преподаватель химии Т.В. Главатских – Екатеринбург; Фармацевтический филиал ГБПОУ «СОМК», 2017г. – 73 стр.

Рецензент: А.И. Серебрякова, кандидат химических наук, преподаватель высшей квалификационной категории Медицинского колледжа ФГБОУ ВП УрГУПС







Учебное пособие «Растворы» предназначено для студентов очной и очно-заочной форм обучения. Настоящее пособие поможет студентам в самоподготовке к практическим занятиям по дисциплинам «Общая и неорганическая химия» и «Аналитическая химия». Учебное пособие включает определение растворов, требования к растворителям, физико-химические процессы при растворении, теорию электролитической диссоциации и гидролиз солей, способы выражения концентрации растворов и химическую посуду. Материал тесно связан с профессиональной направленностью: анализом лекарственных веществ в растворах, приготовлением и хранением лекарственных форм.
Данное пособие позволит повторить материал о концентрации вещества, химической посуде и правилах работы с мерной посудой для изучения МДК 02.02. «Контроль качества лекарственных средств».

Пособие рассмотрено и одобрено на заседании ЦМК химии (протокол № 10 от «03» марта 2017 г.).

Рассмотрено и одобрено на заседании методического совета Фармацевтического филиала ГБПОУ «СОМК» (протокол №84от «10» марта 2017г.)

Рассмотрено и одобрено на заседании ЦМС колледжа (протокол № ___ от «__» _________ 2017 года)

Председатель ЦМС О.В. Ледянкина, к. фарм. наук


СОДЕРЖАНИЕ

Определение растворов, их значение в медицине...4
Растворители. Требования к ним..5
Растворение как физико-химический процесс..6
Факторы, влияющие на растворимость...12
Теория электролитической диссоциации.17
Гидролиз солей......28
Буферные растворы...........35
Коллоидные растворы....39
Раствор, как лекарственная форма............43
Концентрация растворов........44
Химическая посуда.....55
Литература...73



























1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ РАСТВОРОВ, ИХ ЗНАЧЕНИЕ В МЕДИЦИНЕ


Растворами называют термодинамически устойчивые системы, состоящие из двух и большего числа компонентов, состав которых может изменяться в пределах допустимых растворимостью.
Растворы широко распространены в природе и повсеместно используются на практике:
- важнейшие биологические жидкости - кровь, моча, пот, лимфа, слюна являются растворами солей, белков, углеводов, липидов в воде;
- биологические жидкости участвуют в транспорте питательных веществ (жиров, аминокислот, кислорода), лекарственных препаратов к органам и тканям, а также в выведении из организма метаболитов (мочевины, билирубина, углекислого газа и т. д.); плазма крови является средой для клеток – лимфоцитов, эритроцитов, тромбоцитов;
- усвоение пищи связано с переходом питательных веществ в растворенное состояние;
- биохимические реакции в живых организмах протекают также в растворах;
- лекарственные вещества эффективны лишь в растворенном состоянии или должны перейти в растворенное состояние в организме;
- наконец, растворы – самая распространенная лекарственная форма (CaCI2 – 5% , 10%, KI – 10%, 5% , раствор глюкозы для инъекций и др.);
- в жидких средах организма поддерживается постоянство кислотности, концентрации солей и органических веществ, такое постоянство называется концентрационным гомеостазом;
- растворы широко используются в технологии приготовления и очистки лекарственных препаратов, применяются также в химической промышленности, сельском хозяйстве и других отраслях.
Изучение растворов показывает, что их поведение подчиняется ряду законов, которые необходимо учитывать в медицинской практике.
Для любого истинного раствора характерны два основных признака: гомогенность и переменность состава. Гомогенность раствора обеспечивается равномерным распределением молекул одного вещества среди молекул другого.
Переменность состава раствора означает то, что в отличие от химических соединений они не подчиняются закону постоянства. Поэтому относительные количества веществ в растворе могут быть любыми, и ограничены только их взаимной растворимостью.
По агрегатному состоянию растворы могут быть газообразными (воздух – смесь газов); жидкими (раствор соли в воде); твердыми (сплав Cu – Ni).
По термодинамическим свойствам растворы делят на - идеальные и неидеальные (реальные).



2. РАСТВОРИТЕЛИ. ТРЕБОВАНИЯ К НИМ

При описании растворов часто пользуются понятиями «растворитель» и «растворенное вещество». Если образующие раствор вещества, имеют одинаковое строение и близкую природу химических связей (два газа при не очень высоких давлениях; две жидкости, например H2O – H2SO4, C6H6 – C6H5CH3; два твердых вещества с одинаковыми кристаллическими решетками и атомами или ионами, различающимися по размеру меньше, чем на
·15%, например Cu – Ni, NaNO3 – CaCO3), то они могут неограниченно растворяться друг в друге (непрерывный ряд растворов). В этом случае разделение компонентов на растворитель и растворенное вещество не имеет физического смысла. Но если количество одного из компонентов много больше, чем остальных, тот и называют растворителем; если в образовании такого раствора принимает участие вода, то растворителем часто называют воду.
К растворителям относят только чистые вещества и смеси, которые отвечают определенным требованиям. Растворители должны обладать хорошей растворяющей способностью и быть достаточно химически инертными по отношению к растворяемому веществу и аппаратуре.
В качестве растворителей используют более 300 жидких органических и неорганических соединений, однако наиболее часто применяют лишь несколько десятков из них.
В первую очередь растворители используют в качестве среды для проведения химических реакций: они создают гомогенную систему, обеспечивают контакт между реагирующими частицами (ионами и молекулами), а также влияют на механизм химических реакций, их скорость, селективность, установление равновесия и т.п.
Для удобства подбора растворителей есть множество вариантов их классификаций, но единой универсальной классификации пока не создано. Качественная классификация основана на природе растворителя. Например, растворители, как и все химические соединения, делят на неорганические и органические. К неорганическим растворителям относят воду, легкоплавкие галогениды, оксогалогениды, серосодержащие растворители, расплавленные металлы и др. Круг органических растворителей значительно шире.
В качестве растворителей в медицинской практике для приготовления растворов применяют: воду очищенную, этиловый спирт, глицерин, жирные и минеральные масла, реже - эфир, хлороформ. К растворителям, применяемым при приготовлении жидких лекарств, предъявляются определенные требования:
- должны быть устойчивыми при хранении, химически и фармакологически индифферентными;
- должны обладать высокой растворяющей способностью;
- не должны обладать неприятным вкусом и запахом;
- должны быть дешевыми, общедоступными и иметь простой способ получения;
- не должны быть огнеопасными и летучими;
- не должны служить средой для развития микроорганизмов.
3. РАСТВОРЕНИЕ КАК ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЙ ПРОЦЕСС
Растворы образуются при взаимодействии растворителя и растворённого вещества. Процесс взаимодействия растворителя и растворённого вещества называется сольватацией (если растворителем является вода - гидратацией).
Растворение протекает с образованием различных по форме и прочности продуктов - гидратов. При этом участвуют силы как физической, так и химической природы. Процесс растворения вследствие такого рода взаимодействий компонентов сопровождается различными тепловыми явлениями.
Известна так называемая неограниченная растворимость, когда две жидкости растворяются одна в другой во всех соотношениях, и ограниченная, когда растворимость одной жидкости в другой ограничена определенной концентрацией.
При ограниченной взаимной растворимости двух жидкостей А и Б каждая из них растворяется, причем после отстаивания образуется два слоя, которые располагаются один над другим в порядке уменьшения плотности и состоят один из раствора Б в А, а другой -- из раствора А в Б.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.1. Ограниченная растворимость масло в воде
Если молекулярные или ионные частицы, распределённые в жидком растворе, присутствуют в нём в таком количестве, что при данных условиях не происходит дальнейшего растворения вещества, раствор называется насыщенным. (Например, если поместить 50 г NaCl в 100 г H2O, то при 20єC растворится только 36 г соли). Растворы бывают ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные.
Насыщенным называется раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества. Насыщенный раствор - это раствор, содержащий максимально возможное при определенных условиях количество вещества. Поместив в 100 г воды при 20єC меньше 36 г NaCl, мы получим ненасыщенный раствор.
Ненасыщенным называется раствор, у которого граница растворимости не достигнута. При нагревании смеси соли с водой до 100°C произойдёт растворение 39,8 г NaCl в 100 г воды. Если теперь удалить из раствора нерастворившуюся соль, а раствор осторожно охладить до 20єC, избыточное количество соли не всегда выпадает в осадок. В этом случае мы имеем дело с перенасыщенным раствором. Перенасыщенные растворы очень неустойчивы. Помешивание, встряхивание, добавление крупинок соли может вызвать кристаллизацию избытка соли и переход в насыщенное устойчивое состояние.
Перенасыщенный раствор - это раствор, в котором содержится растворенного вещества больше того количества, что соответствует его нормальной растворимости при данных условиях.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Рис.2. Разбавленный, насыщенный и пересыщенный растворы.
В аптечных условиях чаще готовят ненасыщенные растворы, реже -насыщенные и пересыщенные, так как они являются нестойкими системами.
Растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями и механическими смесями. От химических соединений растворы отличаются переменностью своего состава, а от вторых - своей однородностью. Вот почему растворами называют однофазные системы переменного состава, образованные не менее чем двумя независимыми компонентами.
Д.И. Менделеев впервые стал рассматривать растворение не только как физический процесс, но и как процесс химического взаимодействия растворяемого вещества с растворителем. В частности, при растворении всегда поглощается или выделяется энергия (теплота растворения) и изменяется объем жидкости. Исследование растворов с помощью разных методов дало возможность установить наличие во многих из них, так называемых сольватов или гидратов, которые образуются в результате соответствующих процессов сольватации и гидратации.
Гидратация веществ в водных растворах составляет отдельный случай сольватации всяким растворителем. Если растворитель вода, то эти соединения называются гидратами. Процесс гидратации следует рассматривать как химическую реакцию присоединения воды к веществу.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Рис.3 Процесс растворения электролитов
Гидратация происходит под влиянием сил молекулярного взаимодействия молекул воды и гидратированного вещества. Соли гидратируются ионами, имеющими значительные электрические поля, которые притягивают электрические полярные молекулы воды. Чем сильнее поле иона, то есть чем больший его заряд и меньший радиус, тем сильнее он гидратируется и тем крепче образованные гидраты. Образование сольватов во многих случаях изменяет свойства растворяемого вещества, что легко определяется непосредственным наблюдением.
Например, йод, который состоит из отдельных молекул, в газообразном состоянии имеет фиолетовое окрашивание. Такое же окрашивание сохраняется при растворении йода в бензине. Если же йод растворить в спирте, получается раствор красно - бурого цвета. Эта смена окраски свидетельствует о наличии взаимодействия между молекулами йода и спирта.
Гидраты - довольно неустойчивые соединения, во многих случаях разлагаются уже при выпаривании растворов. Но иногда гидратная вода настолько прочно связана с молекулами растворенного вещества, что при выделении последнего из раствора она входит в состав его кристаллов. К таким лекарственным веществам относятся глюкоза, терпингидрат, кодеин, квасцы, магния сульфат (MgSO4
·7H2O, MgSO4
·6H2O и MgSO4
·H2O), меди сульфат (CuSO4·7H2O, CuSO4·5H2O, CuSO4·3H2O) и др., которые являются кристаллогидратами с различным содержанием кристаллизационной воды. При удалении воды из кристаллогидратов они изменяют внешний вид и отдельные свойства (меди сульфат, гипс, кристаллическая сода и др.). В гидратированном состоянии пребывают и отдельные ионы растворенной в воде соли, что имеет определяющее значение для многих свойств растворов солей.
Предельная растворимость многих веществ в воде (или в других растворителях) представляет собой постоянную величину, соответствующую концентрации насыщенного раствора при данной температуре. Она является качественной характеристикой растворимости и приводится в справочниках в граммах на 100 г растворителя (при определённых условиях).
Препарат считают растворившимся, если в растворе при наблюдении в проходящем свете не обнаруживаются частицы вещества. Относительно растворимости в некоторой степени руководствуются старым положением «подобное растворяется в подобном» (similia similibus solventur), то есть в свете современных взглядов на строение молекулы это представляется так: в неполярных растворителях (бензин, эфир и др.) хорошо растворяются разные соединения с неполярными или малополярными молекулами и не растворяются вещества другого типа. Наоборот, растворитель с сильно выраженным полярным характером молекул (вода), как правило, растворяет вещества с молекулами полярного и отчасти ионного типов и не растворяет вещества с неполярными молекулами.
К полярным растворителям относятся жидкости, сочетающие большую диэлектрическую постоянную, большой дипольный момент с наличием функциональных групп, обеспечивающих образование координационных (большей частью водородных) связей: вода, кислоты, низшие спирты и гликоли, амины и т. д. Наличие полярных групп в молекуле вещества сильно влияет на его растворимость.
Как правило, вещества хорошо растворимы в воде и друг в друге, если на каждую полярную группу приходится не более трех атомов углеводородного радикала. При большем наличии углеводородных радикалов между молекулами возникают столь большие дисперсионные силы, что они препятствуют растворению таких веществ в полярных растворителях.
Полярные вещества - это вещества с ионной (ионные кристаллы) и полярной связью (полярные молекулы), например, натрия хлорид.
К неполярным растворителям относятся жидкости с малым дипольным моментом, не имеющие активных функциональных групп, например, углеводороды, галоидалкилы и др. Неполярные вещества - это вещества строго симметричной структуры, без электрических полюсов (например, парафин, скипидар, камфора, тимол и др.).
Однако вышеприведенное правило не всегда действительно, особенно в применении к сложным органическим соединениям, которые содержат как полярные (ОН, SO3H, NH2 , COOH, COONa), так и неполярные (алкильные или арильные радикалы) группы. К таким соединениям относятся углеводы, спирты, кетоны, органические кислоты, амины и др. Растворимость этих веществ зависит от преобладания полярных или неполярных групп. Например, спирт этиловый С2Н5ОН смешивается с водой в любых соотношениях, амиловый С5Н11ОН - не выше 10 %, а спирт цетиловый С16Н33ОН практически в воде не растворяется.
Российские и советские ученые внесли большой вклад в развитие химической науки. В частности, изучением растворов занимались следующие ученые. Менделеев Д.И. развил химическую (сольватную) теорию растворов. Коновалов Д.П. - один из основоположников учения о растворах, химической термодинамики. Каблуков И.А. занимался электрохимией неводных растворов, развил представление о сольватации ионов. Кистяковский В.А. занимался изучением комплексных коллоидно - электрохимических проблем, одновременно и независимо от И. А. Каблукова ввел представление о сольватации ионов. Их работы положили начало сближению физической и химической теорий растворов.



[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]Рис.4. Д.И.Менделеев
(8.02.1834-2.02.1907)


[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.5. Д.П.Коновалов (12.03.1856 – 6.01.1929)

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.6. И.А. Каблуков (2.09. 1837- 5.05. 1942)


[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.7. В.А. Кистяковский (12.10.1865-19.10.1952)
4. ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА РАСТВОРИМОСТЬ

Растворимость зависит от природы растворенного вещества и растворителя, температуры и давления.

1)Природа растворенного вещества.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Рис.8. Природа растворенного вещества.


Кристаллические вещества подразделяются на:
P - хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды);
M - малорастворимые (0,1 г - 1,0 г на 100 г воды);
Н - нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды).



Таблица 1.
Таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде
(в граммах на 100г воды при 20С)


H+
NH4+
K+
Na+
Ag+
Ba2+
Ca2+
Sr2+
Mg2+
Zn2+
Cu2+
Hg2+
Pb2+
Fe2+
Sn2+
Mn2+

Bi3+
Fe3+
Al3+

OH-

Р

Р
Р
-
P
М
М
Н
Н
Н
-
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н

Cl-
Р
Р
Р

Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
-
Р
Р

Br-
Р
Р
Р

Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
-
Р
Р

I-
Р
Р
Р

Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
-
Р
Р

NO3-
Р
Р
Р

Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
-
Р
Р
Р
Р

S2-
Р
Р
Р

Р
Н
Р
М
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
-
-

SO32-
Р
Р
Р

Р
М
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
-
Н
Н
-
-

SO42-
Р
Р
Р

Р
М
Н
М
Н
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
-
Р
Р

CO32-
Р
Р
Р
Р

Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
-
Н
Н
-
-

PO43-
Р
Р
Р
Р

Н
Н
Н
Н
М
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
М
Н

SiO32-
Н
-
Р
Р

-
Н
Н
Н
Н
Н
Н
-
Н
Н
-
Н
-
Н
Н

СH3COO-
Р
Р
Р
Р

Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
-
Р
-
Р
М



2) Природа растворителя. При образовании раствора связи между частицами каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а
молекулярные вещества - наоборот.
Вода - уникальный, наиболее распространенный и доступный растворитель.


[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Рис. 9. Зависимость растворимости
веществ от природы растворимости.

Водные растворы неорганических (соли, кислоты, основания) и органических (аминокислоты, азотистые основания, нуклеиновые кислоты) веществ, низко- и высокомолекулярных соединений, электролитов и неэлектролитов, составляют основу важнейших биологических жидкостей, в которых протекают все физико - химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма. Например, в медицине используют искусственные аналоги биологических жидкостей – коллоидные и солевые кровезаменяющие растворы.
Растворы веществ с молярной массой меньше 5000 г/моль называются растворами низкомолекулярных соединений (НМС), а растворы веществ с молярной массой больше 5000 г/моль – растворами высокомолекулярных соединений (ВМС).
Растворы низкомолекулярных соединений (электролитов и неэлектролитов) называются истинными в отличие от коллоидных растворов. Истинные растворы характеризуются гомогенностью состава и отсутствием поверхности раздела между растворенным веществом и растворителем. Размер растворенных частиц (ионов и молекул) меньше 10-9 м.
Большинство ВМС – полимеры, молекулы которых (макромолекулы) состоят из большого числа повторяющихся группировок или мономерных звеньев, соединенных между собой химическими связями. Растворы ВМС называются растворами полиэлектролитов. К полиэлектролитам относятся поликислоты (гепарин, полиадениловая кислота, полиаспарагиновая кислота и др.), полиоснования (полилизин), полиамфолиты (белки, нуклеиновые кислоты).
Свойства растворов ВМС существенно отличаются от свойств растворов НМС.

3)Влияние температуры. Если растворение вещества является экзотермическим процессом, то с повышением температуры его растворимость уменьшается (например, Ca(OH)2 в воде) и наоборот. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании. Практически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением увеличивается.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис. 10. График зависимости
растворимости газов от температуры.


4) Влияние давления. С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается.


[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.11. График зависимости
растворимости газа от давления









5. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Процесс распада вещества электролитов на ионы под действием растворителя или в расплаве называется электролитической диссоциацией.
По наличию или отсутствию электролитической диссоциации растворы низкомолекулярных соединений подразделяют на два класса – растворы электролитов и неэлектролитов.
Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К ним относятся вещества с ионной и ковалентной полярной связью (соли, кислоты, основания). Электрическая проводимость растворов электролитов выше, чем растворителя.
Неэлектролиты – это вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся газообразные вещества, органические вещества: сахар, бензин, спирты, хлороформ, мочевины и др. Электрическая проводимость растворов неэлектролитов мало отличается от растворителя.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис. 12. Сванте Август Аррениус  - шведский
физико-химик, автор теории 
электролитической диссоциации (1887 г.)

Основные положения электролитической диссоциации:
1.Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы).
HCl  Н + + Cl –
NaOH Na+ + OH–
K2SO4  2K+ + SO42–
2.Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами. В обычных условиях ионы (без тока) совершают хаотичные движения.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис. 13. Направленное движение катионов и
анионов под действием электрического тока.
3.Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).
4.Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).
Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42-.
Электролиты делятся на слабые, средние и сильные.
Слабые электролиты  химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах. Слабыми электролитами являются:
- почти все органические кислоты и вода;
- некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.;
- некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.

Электролиты средней силы Н3РО4, НNO3, H2F2.

Сильные электролиты  химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированны на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Сильными электролитами являются:
- кислоты (HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4 , H2SeO4 и др.);
- основания (NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2 , Ca(OH)2 , Sr(OH)2 и др.);
- все растворимые в воде соли, кроме роданида железа (Ш), хлорида ртути (П), хлората ртути (П).

Таблица 2.
Таблица электролитов и неэлектролитов.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ
(
· =0)

СИЛЬНЫЕ
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
(
·
·1)
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ (
·<<1)
Оксиды, не взаимодействующие с водой.

Простые вещества.

Органические соединения кроме карбоновых кислот.


Растворимые соли (в том числе соли органических кислот)
Некоторые малорастворимые и нерастворимые соли


Сильные кислоты (HC1, HI и др.)
Слабые кислоты, в том числе органические (HCOOH, CH3COOH и др.)


Сильные основания – щелочи (NaOH, KOH и др.)
Нерастворимые основания и NH4OH





Диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,
HNO3 H+ + NO3-
нитрат-ион

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Ступенчатая диссоциация  кислот объясняет образование кислых солей. Например, сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:
H2S H+ + HS- (первая ступень)
гидросульфид-ион
HS- H+ + S2- (вторая ступень)
сульфид-ион


Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы, минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени – положительная частица отрывается от отрицательнозаряженной частицы, которая хорошо притягивает катион водорода.


Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,
NaOH Na+ + OH-
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато
Mg(OH)2 MgOH+ + OH- (первая ступень)
гидроксомагния – катион
MgOH+ Mg2+ + OH- (вторая ступень)

Ступенчатая диссоциация  оснований объясняет образование основных солей.
Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными. Диссоциируют амфотерные электролиты слабо.

H+ + RO- ROH R+ + OH-
Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.
К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др. Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2 , можно выразить уравнением (суммарно):

2H+ + ZnO22- Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH-
В кислой среде амфотерный гидроксид ведет себя, как основание:
Zn(OH)2    ZnOH+ + OH-
гидроксоцинка - катион
ZnOH+   Zn2+ + OH-

В щелочной среде амфотерный гидроксид ведет себя, как кислота:
Zn(OH)2   H+ + НZnO2-
гидроцинкат - ион
НZnO2-     H+ + ZnO22-
                                                                
Диссоциация солей

Соли - это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы. Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью

Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42-
(NH4)2CO3 2NH4+ + CO32-
Кислые соли - это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и кислотный остаток, содержащий в своем составе атом водорода. Например,
NaHSO3 Na+ + HSO3-
натрия гидросульфит гидросульфит – ион

Основные соли – это электролиты, которые диссоциируют на кислотный остаток и катион металла, содержащий в своем составе гидроксо- группу. Например,
CuOHCl CuOH+ + Cl-
гидроксомеди хлорид гидроксомеди – катион

Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла и кислотный остаток. Например,
KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2SO42-
калия-алюминия сульфат

Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например,

Na2 [Zn(OH)4] 2Na+ + [Zn(OH)4]2-
натрия тетрагидроксоцинкат (II) тетрагидроксоцинкат (II) - ион


[Cu (NH3)4]SO4 [Cu (NH3)4]2+ + SO42-
тетраамминмеди (II) сульфат тетраамминмеди (II) - ион





Степень диссоциации

Количественной характеристикой электролитической  диссоциации является степень диссоциации 
·, равная  отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):
n

· = ----- х 100%
N
Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах. По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (
· > 30%), слабые (
· < 3%) и средней силы (3% <
· < 30%).
Степень диссоциации зависит:
от природы растворителя; например, СоCl2 – синего цвета, а ионы Со2+ - розового цвета. Если хлорид кобальта растворить в воде, то раствор становится розовым, образуется много ионов. Много молекул распались на ионы. Если растворить в спирте, то раствор становится синим, т.к. в основном находятся молекулы

от концентрации (разбавления раствора)
СиСl2 ------- Cu2+ + 2Cl
зеленый р-р голубой р-р

При разбавлении равновесие сместилось вправо, т.к. при разбавлении увеличилось число катионов. Таким образом, чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации, а чем меньше концентрация, тем больше степень диссоциации.
от природы электролита: цинк реагирует с равными объемами кислот одинаковой молярной концентрации идет с разными скоростями:

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2
Zn +2CН3COOH + (CH3COO)2 Zn + H2

Реакция с хлороводородной кислотой протекает бурно и быстрее, чем с уксусной кислотой, так как она образует меньшее число ионов.
от добавления к раствору первого электролита электролита II с одноименным ионом степень диссоциации электролита уменьшается.
Рассмотрим опыт: В пробирку нальем 1 мл раствора воды и добавим по 2 капли растворов NH4OH и фенолфталеина. Раствор окрасится в малиновый цвет. Затем добавим электролит с одноименным ионом – NH4Cl (твердый), при этом раствор обесцвечивается:
NH4OH ----- NH4+ + OH
NH4Cl
C увеличением числа одноименных ионов NH4+ при добавлении хлорида аммония равновесие смещается влево, так как катионы аммония связывают почти все гидроксид - ионы в молекулы NH4OH и ранее малиновый раствор обесцвечивается.
от температуры: при ее повышении степень диссоциации увеличивается для слабых электролитов (эндотермическая реакция).
от числа атомов кислорода в молекуле кислот одного и того же элемента. Чем больше атомов кислорода в молекуле кислот, тем больше степень ее диссоциации.
Например, HСlO (хлорноватистая кислота) – практически не распадается на ионы, она слабее угольной (( < 0,17 %),
HСlO3 (хлорноватая кислота) ( = 90 %
HClO4 (хлорная кислота) ( = 95 %


Константа диссоциации
Процесс диссоциации обратимый, и с течением времени устанавливается химическое равновесие:
CH3COOH ----- H+ + CH3COO-
уксусная кислота ацетат-ион

Применив к нему закон действующих (действия) масс, получим:

[H+] [CH3COO--]
K дисс. === --------------------------------- === 1,86 . 105
[ CH3COOH]

Эта константа называется константой диссоциации электролита.
Константа диссоциации электролита – это отношение произведения концентраций ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита. По величине константы диссоциации можно судить о силе электролита. Чем больше константа диссоциации, тем больше концентрация ионов, тем сильнее электролит. Константа диссоциации зависит от
а) температуры
б) природы электролита
в) природы растворителя.
Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (реакция необратимая), поэтому в знаменателе выражения для константы диссоциации стоит ноль, и всё выражение стремится к бесконечности. Таким образом, для сильных электролитов термин «константа диссоциации» лишён смысла.

Роль электролитов в процессах жизнедеятельности
Известно, что электролитный обмен тесно связан с водным, так как большинство минеральных соединений находится в организме в виде водных растворов, и перемещение воды в организме сопровождается перемещением электролитов и изменением их концентрации в той или иной части организма. С другой стороны, степень перемещения и направление движения воды зависят от концентрации электролитов. Кроме того, каждый ион обладает своей физиологической специфичностью. Нарушение баланса того или иного иона вызывает определенные нарушения в организме. В связи с этим присутствие определенного количества электролитов в пище необходимо для нормальной жизнедеятельности организма. 

Диссоциация воды

Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий в соответствии с уравнением:
Н2О ----- H+ + ОН-
{\displaystyle {\mathsf {H}}_{2}{\mathsf {O}}\rightleftharpoons {\mathsf {H}}^{+}+{\mathsf {OH}}^{-}.}Константа диссоциации воды при 25 °C составляет

[Н+][ОН-]
К дисс. = --------------- = 1,83 х10-16
[Н2О]
{\displaystyle K_{d}={\frac {[{\mathsf {H}}^{+}]\cdot [{\mathsf {OH}}^{-}]}{[{\mathsf {H_{2}O}}]}}=1,83\cdot 10^{-16}.}
Считая, что в большинстве растворов вода находится в молекулярном виде (концентрация ионов H+ и OH
· мала), и учитывая, что молярная масса воды составляет 18,0153 г/моль, а плотность при температуре 25 °C  997,07 г/л, чистой воде соответствует концентрация [H2O] = 55,346 моль/л. Поэтому предыдущее уравнение можно переписать в виде
[Н+] [ОН-] = 10-14{\displaystyle [{\mathsf {H}}^{+}]\cdot [{\mathsf {OH}}^{-}]=10^{-14}.}
Эта величина называется ионным произведением воды. Так как для чистой воды [H+] = [OH
·], можно записать
[Н+] = [ОН-] = 10-7{\displaystyle [{\mathsf {H}}^{+}]\cdot [{\mathsf {OH}}^{-}]=10^{-14}.}
{\displaystyle \,[{\mathsf {H}}^{+}]=[{\mathsf {OH}}^{-}]=10^{-7}.}Водородный показатель воды, таким образом, равен рН = - lg [Н+] = 7, это мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр.
Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni  сила водорода, или pondus hydrogeni  вес водорода.
Вообще в химии сочетанием pH принято обозначать величину, равную
· lg H, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H+), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний – ионов (катионов водорода). Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания  наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH
·] говорят, что раствор является кислотным, а при [OH
·] > [H+]  основным.


Шкала значений водородного показателя и концентраций катионов водорода
рН [Н+]
1 10-1
2 10-2 сильно – кислая среда
3 10-3
4 10-4
5 10-5 слабо – кислая среда
6 10-6
7 10-7 нейтральная среда
8 10-8
9 10-9 слабо – щелочная среда
10 10-10
11 10-11
12 10-12 сильно – щелочная среда
13 10-13
14 10-14

Существуют различные методы определения рН раствора. Качественно характер среды раствора определяют с помощью индикаторов. Индикаторы – вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора.

Таблица 3.
Изменение окраски кислотно – основных индикаторов в разных средах

Название индикатора
Кислая среда
Нейтральная среда
Щелочная среда

Универсальный
красный
желтый
синий

Лакмус
красный
фиолетовый
синий

Метиловый оранжевый
розовый
оранжевый
желтый

Метиловый красный
красный
красный
желтый

Фенолфталеин
бесцветный
бесцветный
малиновый

Тимолфталеин
бесцветный
бесцветный
синий


Зная рН среды, можно рассчитать концентрацию ионов водорода, концентрацию гидроксид - ионов, и наоборот.

Задачи:
Рассчитайте рН раствора, если концентрация ионов водорода равна 10-5 моль/л.
Решение: рН = - lg с (Н+) = - lg10-5 = 5.
Ответ: рН = 5

Рассчитайте концентрацию гидроксид - ионов, если рН раствора равно 11.
Решение: рОН = рКw - рН = 14 - 11= 3.
3 = - lg с (ОН-)
[ОН-] = 10-3 моль/л.
Ответ: [ОН-] = 10-3 моль/л.

Водородный показатель имеет очень важное значение для медицины, его отклонение от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме.
При нормальной кислотности желудочный сок имеет рН = 1,7; кровь человека имеет рН = 7,4; слюна – рН = 6,9.


Таблица 4.
Значения рН некоторых веществ

Вещество
рН

Электролит в свинцовых аккумуляторах
<1,0

Желудочный сок
1,0–2,0

Лимонный сок (5 % р-р  лимонной кислоты)
2,0±0,3

Пищевой уксус
2,4

Кока - кола
3,0±0,3

Яблочный сок
3,0

Пиво
4,5

Кофе
5,0

Шампунь
5,0

Чай
5,5

Кожа здорового человека
5,5

Кислотный дождь
< 5,6

Питьевая вода
6,5–8,5

Слюна
6,8–7,4

Молоко
6,6–6,93

Чистая вода при 25 °C
7,0

Кровь
7,36–7,44

Сперма
7,2–8,0

Морская вода
8,0

Мыло (жировое) для рук
9,0–10,0

Нашатырный спирт
11,5

Отбеливатель (хлорная известь)
12,5

Концентрированные растворы щелочей
>13



Некоторые растворы электролитов являются лекарственными препаратами. Например, раствор Рингера - средство для восстановления электролитного баланса при кровопотере и прочих шоковых состояниях.

Рис. 14. Раствор Рингера.

В составе раствора Рингера содержатся следующие соединения (из расчета на 1л раствора):
Активные вещества:
Хлорид натрия (NaCl) - 8,6 г;
Хлорид кальция (CaCl2) - 0,33 г;
Хлорид калия (KCl) - 0,3 г.
Вспомогательные вещества:
Гидроксид натрия (NaOH);
Хлороводородная кислота (HCl);
Вода для инъекций.
В пересчете на химические единицы в составе раствора Рингера (1л) содержатся ионы:
Нaтрия (Na+) – 147 ммоль;
Кaлия (K+) – 4 ммоль;
Кaльция (Ca2+) - 2,25 ммоль;
Хлора (Cl-) - 155,6 ммоль.




6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ{\displaystyle \,{\mathsf {pH}}=-{\mathsf {lg}}[{\mathsf {H}}^{+}]=7,0.}
Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называется гидролизом. Гидро – вода, лизис – разложение; или hydro – вода; lysis –разложение.
Причина гидролиза – в образовании слабого электролита (это могут быть молекулы, например, HNO2 или ионы, например, HCO3- или FeOH+).
Следствием гидролиза – чаще бывает изменение рН среды в воде при растворении соли.
Гидролиз по аниону характерен для солей, образованных сильным основанием (щелочных и щелочноземельных металлов) и слабой кислотой (HClO, CH3COOH, HCN и др.).

Например, гидролиз ацетата натрия:
CH3COONа ----- Na+ + CH3COO
Ацетат- ион с ионом Н+ дает СН3СООН – слабый электролит.
CH3COONa + НОН ----- NaOH + CH3COOH
CH3COO -- + Na+ +НОН ----- Na + + OH + CH3COOH
CH3COO-- + НОН ----- OH- + CH3COOH
рН > 7
Например, гидролиз карбоната натрия:
Na2CO3 ----- 2Na+ + CO32-
Na2CO3+ НОН ----- NaOH + NaHCO3
2 Na + +CO3 2--+ НОН----- Na + + OH- + Na+ + HCO3 ---
CO3 2--+ НОН----- OH- + HCO3 –
рН> 7; ( HCO3 - < ( H2CO3

Или, гидролиз ацетата кальция:
(CH3COO)2Сa----- Ca2+ + 2 CH3COO-
кальция ацетат
(CH3COO)2Сa + 2HOH----- Ca(OH)2 + 2 CH3COOH
2CH3COO-- + Сa2+ + 2HOH----- Ca2+ +2 OH- + 2 CH3COOH
2CH3COO-- + 2HOH ----- 2 OH- + 2 CH3COOH рН > 7

Вывод: при гидролизе соли сильного основания и слабой кислоты, образуется сильное основание и слабая кислота или кислая соль, если исходная соль образована многоосновной кислотой. При таком гидролизе происходит присоединение к иону кислотного остатка иона водорода от молекулы воды, с освобождением гидроксид - ионов; рН при этом больше 7 (среда щелочная). Индикаторы меняют окраску: красный лакмус становится синим, фенолфталеин – малиновым.
Гидролиз натрия сульфида (при разбавлении раствора и нагревании):
1-я ступень:
Na2S ----- 2Na+ + S2_
натрия сульфид
Na2S+ НОН ----- NaOH + NaHS
гидросульфид натрия
2 Na + + S2--+ НОН ----- Na + + OH__ + Na+ +H S---
S2--+ НОН ----- OH__ + HS - рН> 7;
2-я ступень:
NaHS + НОН ----- NaOH + H2 S
гидросульфид натрия
Na + + HS--+ НОН ----- Na + + OH - + H2 S
HS--+ НОН ----- OH__ + H2S рН> 7;

Гидролиз натрия фосфата (при разбавлении раствора и нагревании):
1 ступень:
Na3PO4 ----- 3Na+ + PO43-
Na3 PO4+ НОН-----NaOH + Na 2HPO4
3Na+ +PO43--+ НОН-----Na+ + OH__ +2 Na+ + HPO42-
PO43--+ НОН-----OH- + HPO42- рН> 7;
гидрофосфат - ион
2 ступень:
Na2 НPO4+ НОН-----NaOH + NaH 2PO4
натрия гидрофосфат
2Na + +НPO42--+ НОН----- Na + + OH__ + Na+ + H 2PO4 ---
НPO42--+ НОН----- OH- + H 2PO4- рН> 7; дигидрофосфат - ион
3 ступень:
NaН2PO4+ НОН-----NaOH+ H3PO4
натрия дигидрофосфат
Na + +Н 2PO4--+ НОН----- Na + + OH__ + H 3PO4
Н 2PO4 - + НОН ----- OH__ + H3PO4 рН > 7
При обычных условиях гидролиз идет только по первой ступени.

Гидролиз по катиону характерен для соли, образованной сильной кислотой (серной, азотной, хлороводородной, бромоводородной, иодоводородной) и слабым основанием (гидроксидом аммония, цинка, алюминия, железа (+2), железа (+3), марганца (+2), меди (+2), хрома (+3), висмута (+3), свинца (+2), сурьмы (+3) др.
Например, гидролиз аммония хлорида
NH4Cl ----- NH4+ + Cl

Ион аммония с гидроксид - ионом образует слабый электролит – NH4OH.
NH4Cl + H2O ----- HCl + NH4OH
NH4 ++ Cl-- + H2O ----- H + + Cl- + NH4OH
NH4 + + H2O ----- H ++ NH4OH; pH < 7

Гидролиз аммония сульфата
(NH4)2SO4-----2 NH4+ +SO42
(NH4)2 SO4. +2 H2O ----- H 2SO4 + 2 NH4OH
2 NH4 ++ SO4 2-- + 2 HOH----- 2 H + +SO42--- + 2 NH4OH
2 NH4 + + 2HOH ----- 2H ++ 2 NH4OH; pH < 7

Гидролиз нитрата алюминия (при разбавлении раствора и нагревании):
Al(NO3)3 ----- Al3+ + 3 NO3-

1 ступень:
Al(NO3)3 + HOH----- AlOH (NO3)2+ H NO3
гидроксоалюминия нитрат
Al3+ + 3 NO3 + HOH ----- H+ + NO3- + AlOH2+ +2 NO3
гидроксоалюминия - катион
Al3+ + HOH----- H+ + AlOH2+

2 ступень:
AlOH(NO3)2 + HOH ----- Al(OH)2 NO3+ H NO3
дигидроскоалюминия нитрат
AlOH2+ + 2 NO3 + HOH ----- H+ + NO3 + Al(OH)2+ +NO3
дигидроксоалюминия- катион
AlOH2+ + HOH ----- H++ Al(OH)2+

3 ступень:
Al(OH)2NO3 + HOH----- Al(OH)3+ HNO3
Al(OH)2 + + NO3 + HOH----- H+ + NO3- + Al(OH)3
Al(OH)+2+ HOH----- H+ + Al(OH)3
По второй и третей ступени гидролиз идет незначительно.

Гидролиз цинка сульфата (при разбавлении раствора и нагревании):
ZnSO4-----Zn2+ + SO42---

1 ступень:
2 ZnSO4 + 2HOH ----- H2SO4+(ZnOH)2 SO4
гидроксоцинка сульфат
2 Zn 2+ +SO4 2---+ 2HOH -----2 H + + SO4 2- + 2 ZnOH+ + SO42-
гидроксоцинка - катион
2 Zn 2+ + 2HOH -----2 H + + 2 ZnOH+ ;
pH < 7
2 ступень:
(ZnOH)2 SO4+ 2HOH ----- H2SO4 +2 Zn(OH)2
2 ZnOH+ +SO4 2---+ 2HOH -----2 H + + SO4 2- + 2 Zn(OH)2
2 ZnOH+ + 2HOH ----- 2 H + + 2 Zn(OH)2

Вывод: при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, образуется сильная кислота и слабое основание или основная соль в том случае, если соль образована многокислотным основанием. При таком типе гидролиза происходит присоединение иона металла к гидроксид - иону воды с освобождением ионов водорода рН< 7 (кислая). Индикаторы меняют свою окраску: синий лакмус окрашивается в красный цвет, метиловый оранжевый – розовый.

Смешанный гидролиз (по катиону и аниону) характерен для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

а) соль образована однокислотным основанием и одноосновной кислотой.
Например, ацетат аммония – CH3COONH4
CH3COONH4 ----- NH4+ +CH3COO---
CH3COONH4 + HOH ----- NH4OH + CH3COOH
CH3COO-- + NH4+ + HOH ----- NH4OH + CH3COOH
(( CH3COOH) ~ (( NH4OH) ~ 7

б) Соль образована многоосновной кислотой и однокислотным основанием.
Например, карбонат аммония – (NH4)2CO3
(NH4)2CO3 ----- 2 NH4+ + CO32--
(NH4 )2 CO3 + HOH ----- NH4OH + NH4H CO3
аммония гидрокарбонат
2NH4 + + CO3 2--+ HOH ----- NH4OH + NH4 + +HCO3--
NH4 + + CO3 2--+ HOH ----- NH4OH +H CO3--
pH слабо-щелочная, т.е. ( (NH4OH) > ( (HCO2-)

в) соль образована одноосновной кислотой и многокислотным основанием.
Например, ацетат свинца – (СH3COOH)2Pb:
(СH3COO)2Pb ----- Pb2+ + 2 СH3COO-
(СH3COO)2Pb + HOH----- CH3COOH + PbOH ( CH3COO)
гидроксосвинца ацетат
2СH3COO- + Pb2+ + HOH ----- CH3COOH + PbOH+ + CH3COO-
гидроксосвинца - катион
СH3COO-- + Pb2+ + HOH ----- CH3COOH + PbOH+
pH – слабо -кислая, т.е. ((CH3COOH) > ( (PbOH+)

Вывод: при гидролизе соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, образуется:
а) слабая кислота и слабое основание;
б) слабое основание и кислая соль;
в) слабая кислота и основная соль.

Необратимый гидролиз – разновидность последнего (смешанного гидролиза) солей. Такой гидролиз характерен для соли, образованной слабыми основаниями и кислотами. Он может быть тогда, когда одно вещество выпадает в осадок, а второе выделяется в виде газа. Необратимому гидролизу подвергаются все растворимые сульфиды: магния, алюминия, хрома; карбонаты алюминия, железа (II), хрома, цинка, меди (II); силикаты аммония, магния, меди (II), ртути (II), железа (II), алюминия.
Al2 S3 + 6 HOH ----- 2 Al(OH)3 + 3 H2S
Эти соли в водном растворе не существуют, т.к. полностью подвергается гидролизу.
Соли сильных оснований и сильных кислот (хлориды, сульфаты, нитраты щелочных и щелочноземельных металлов) гидролизу не подвергаются, так как не образуют слабого электролит, рН – нейтральная, индикаторы в таком растворе цвет не меняют.

Степень гидролиза

Степень гидролиза (h) – это отношения числа молекул, подвергшихся гидролизу к общему числу растворенных молекул соли.
c1
h = ----- * 100%
c

Степень гидролиза зависит:
а) от температуры при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, т.к. диссоциация воды с повышением температуры возрастает, вследствие чего усиливается взаимодействие ионов соли с ионами воды.
б) от концентрации (разбавлении) раствора, чем меньше концентрация (больше разбавление), тем больше степень гидролиза.
Усиление гидролиза (смещение равновесия вправо - может произойти полный гидролиз по всем ступеням, хотя обычно он не идет до конца):
При нагревании;
При разбавлении;
При удалении одного из продуктов гидролиза, например, если образуется кислота, то нужно добавить щелочь и связать катионы водорода в воду.

Подавление гидролиза (смещение равновесия вправо):
Охлаждение раствора;
Увеличение концентрации раствора;
Добавление одного из продуктов гидролиза, например, одноименного иона.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Рис.15. Хранение раствора натрия
гидрокарбоната в склянках темного стекла.

Жидкие лекарственные средства хранят изолированно в защищенном от света месте, при температуре в пределах от 0 °С до 40 °С (предохраняя от гидролиза).
Гидролизу подвергаются не только соли, но и органические соединения – сложные эфиры и амиды карбоновых кислот. Например,
СН3СООС2Н5 + Н2О ----- СН3СООН + С2Н5ОН
этилацетат уксусная этанол
кислота

СН3СОNН2+ Н2О ----- СН3СООН + NН3
ацетамид уксусная
кислота



7. БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Буферные растворы (англ. -  buffer, от buff  смягчать удар)  растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов.  рН буферных растворов мало изменяется при прибавлении к ним небольших количеств сильного основания или сильной кислоты, а также при разбавлении и концентрировании.
Буферные растворы находятся в водах мирового океана, почвенных растворах и живых организмах. Эти системы выполняют функции регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды при определенном значении, необходимом для успешного протекания реакций обмена веществ. Буферные растворы классифицируются на кислотные и основные. Примером первых может быть ацетатная буферная система (СН3СООН + CH3COONa):

СН3СООН + Н2О Н3О+ + СН3СОО-
СН3СООNa Na+ + CH3COO-
вторых аммиачная (NH4OH + NH4Cl):
NH3 + H2O OH- + NH4+
NH4Cl Cl- + NH4+

Различают естественные и искусственные буферные растворы. Естественным буферным раствором является кровь. Она содержит карбонатную, фосфатную, белковую, гемоглобиновую буферные системы. Искусственным буферным раствором может быть ацетатный буфер, состоящий из СН3СООН.
В крови постоянство водородного показателя рН (химический гомеостаз) поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой.

Карбонатная буферная система. Она определяется постоянством соотношения угольной кислоты и ее кислой соли, например: H2CO3 /NaHCO3. Данное соотношение постоянно поддерживается в пропорции 1/20. В том случае, если в организме образуется или в него поступает сильная кислота (например, HCI) происходит следующая реакция:
NaHCO3 + HC1 NaC1 + H2CO3
При этом избыток NaC1 легко выделяется почками, а угольная кислота под влиянием фермента карбоангидразы распадается на воду и углекислый газ, избыток которого быстро выводится легкими. При поступлении во внутреннюю среду организма избытка щелочных продуктов (например, NaOH) реакция идет по-другому:
H2CO3 + NaOH NaHCO3 + H2O
Уменьшение концентрации угольной кислоты компенсируется снижением выведения углекислого газа легкими.
Фосфатная буферная система действует за счет поддержания постоянства соотношения одно- и двуметаллической соли фосфорной кислоты. В случае натриевых солей (дигидрофосфата и гидрофосфата натрия) это соотношение выглядит следующим образом: NaH2PO4 / Na2HPO4, и поддерживается в пропорции 1/4. При взаимодействии этой системы с кислыми продуктами образуется дигидрофосфат натрия и хлорид натрия:
NaH2PO4+ НС1 Na2HPO4 + NaC1
А при реакции со щелочными продуктами образуется однозамещенный гидрофосфат натрия и вода:
Na2HPO4+ NaOH NaH2PO4+ Н2О
Избытки продуктов обеих реакций удаляются почками.
Белковая буферная система способна проявлять свои свойства за счет амфотерности белков, которые в одном случае реагируют со щелочами как кислоты (в результате реакции образуются щелочные альбумины), а в другом – с кислотами как щелочи (с образованием кислых альбуминов).

СООН + NaOH СООNa+ Н2О
БЕЛОК
NH2 + HC1 NH4C1
Гемоглобиновая буферная система в значительной степени обеспечивает буферную емкость крови. Это связано с тем, что оксигемоглобин (HbО2) является гораздо более сильной кислотой, чем восстановленный гемоглобин (Hb). В венозных капиллярах в кровь поступает большое количество кислых продуктов распада, она обогащается углекислым газом, что сдвигает ее реакцию в кислую сторону. Но одновременно в этих же участках микроциркуляторного русла происходит восстановление гемоглобина, который, становясь при этом более слабой кислотой, отдает значительную часть связанных с ним щелочных продуктов. Последние, реагируя с угольной кислотой, образуют бикарбонаты.
Концентрация водородных ионов в крови, которая определяется как рН крови, является одним из параметров гомеостаза; колебания в норме возможны в очень узких пределах от 7,35 до 7,45. Стоит отметить, что смещение рН за указанные пределы приводит к развитию ацидоза (смещение в кислую сторону) или алколоза (в щелочную сторону). Организм способен сохранять жизнедеятельность, если рН крови не выходит за пределы 7,0-7,8. 
Буферные системы используют в химическом анализе.
Например, аммиачный буфер (рН = 9) применяют для открытия катионов и анионов (проведение качественных реакций):
открытие катиона магния (или фосфат – иона):
NH4C1
MgSO4 + Na2HPO4 + NH4OH --------------- MgNH4PO4 + Na2SO4 + H2O
аммония-магния фосфат
белый осадок
открытие катиона кальция:
NH4C1,70C
СаС12 +К4[Fe (CN)6]+2NH4OH --------------Ca(NH4)2[Fe(CN)6]+2KC1+2KOH
аммония-кальция гексацианоферрат (II)
белый осадок

Аммиачный буферный раствор используют для количественного анализа по методу комплексонометрии. Этот раствор поддерживает рН=10, в этих условиях проводят титрование с индикатором КХТС (кислотный хромовый темно-синий). С аммиачным буфером определяют количественное содержание Са2+ , Мg2+, Zn2+ и другие.
Также аммиачный буферный раствор применяют при осаждении карбонатов бария, стронция, кальция и отделения их от ионов магния; при осаждении сульфидов никеля, кобальта, цинка, марганца, железа; а также при выделении гидроокисей алюминия, хрома, бериллия, титана, циркония, железа и т.п.

Ацетатный буферный раствор (рН = 5) применяют при осаждении осадков, неосаждаемых в кислых или щелочных растворах. Вредное влияние кислот подавляет ацетат натрия, который вступает в реакцию с сильной кислотой.
Например, в ионной форме Н+ + СН3СОО- СН3СООН.

Формиатный буферный раствор (НСООН + НСООNа; рН = 2) применяют при отделении ионов цинка, осаждаемых в виде ZnS в присутствии ионов кобальта, никеля, марганца, железа, алюминия и хрома.

Фосфатный буферный раствор (рН = 8) используют при проведении многих реакции окисления-восстановления.

Для успешного применения буферных смесей в целях анализа необходимо помнить о том, что не всякая буферная смесь пригодна для анализа. Буферную смесь выбирают в зависимости от ее назначения. Она должна удовлетворять определенному качественному составу, а ее компоненты должны присутствовать в растворе в определенных количествах, так как действие буферных смесей зависит от соотношения концентрации их компонентов.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.16. Ацетатный буферный раствор


















8. КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ

Материальная основа современной цивилизации и самого существования человека и всего биологического мира связана с дисперсными системами. Человек живет и работает в окружении дисперсных систем. Воздух, особенно воздух рабочих помещений, - это дисперсная система. Многие пищевые продукты, полупродукты и продукты их переработки представляют дисперсные системы (молоко, мясо, хлеб, масло, маргарин). Многие лекарственные вещества производятся в форме тонких суспензий или эмульсий, мазей, паст или кремов (протаргол, колларгол, желатиноль и др.)
Дисперсными являются все живые системы. Мышечные и нервные клетки, волокна, гены, вирусы, протоплазма, кровь, лимфа, спинномозговая жидкость - все это, высокодисперсные образования. Протекающие в них процессы управляются физико-химическими закономерностями, которые изучает физикохимия дисперсных систем.
Дисперсными называют системы, в которых вещество находится в состоянии более или менее высокой раздробленности и равномерно распределено в окружающей среде. Науку о высокодисперсных системах называют коллоидной химией. В основе живого вещества лежат соединения, находящиеся в коллоидном состоянии.
Дисперсная система состоит из дисперсионной среды и дисперсной фазы.
По своей физико-химической природе все жидкие лекарственные формы являются свободными всесторонне дисперсными системами, в которых лекарственные вещества (дисперсная фаза) равномерно распределены в жидкой дисперсионной среде.
В зависимости от степени измельчения дисперсной фазы и характера связи ее с дисперсионной средой (растворителем) различают такие физико-химические системы как:
- истинные растворы низко- и высокомолекулярных соединений;
- коллоидные растворы (золи);
- суспензии и эмульсии.
Существует несколько классификаций дисперсных систем, основанных на различных признаках дисперсных систем.

1.По агрегатному состоянию дисперсионной среды все дисперсные системы можно свести к 3 типам.
- дисперсные системы с газообразной дисперсионной средой - аэрозоли (дым, воздух рабочих помещений, облака и т.д.).
- дисперсные системы с жидкой дисперсионной средой - лиозоли (пены; эмульсии; суспензии; пыль, попавшая в дыхательные пути; кровь; лимфа; моча; молоко представляют собой гидрозоли).
- дисперсные системы с твердой дисперсионной средой - солидозоли (пемза, силикагель, сплавы).

2.Вторая классификация группирует дисперсные системы в зависимости от размера частиц дисперсной фазы.
Коллоидные системы могут быть газообразными, жидкими и твердыми. Наиболее распространены и изучены жидкие (лиозоли). Коллоидные растворы для краткости обычно называют золями. В зависимости от природы растворителя - дисперсионной среды, т.е. воды, спирта или эфира, лиозоли называют соответственно гидрозоли, алкозоли или этерозоли.
По интенсивности взаимодействия частиц дисперсной фазы и дисперсионной среды золи делят на 2 группы:
- лиофильные - интенсивное взаимодействие, в результате которого образуются развитые сольватные слои, например, золь протоплазмы, крови, лимфы, крахмала, белка и т.д.;
- лиофобные золи - слабое взаимодействие частиц дисперсной фазы с частицами дисперсионной среды.
Золи металлов, гидроксидов, практически все классические коллоидные системы. ВМС и растворы ПАВ выделяют в отдельные группы.
Всякий коллоидный раствор является микрогетерогенной, многофазной, высоко- и полидисперсной системой с высокой степенью дисперсности.
Условием образования коллоидного раствора является нерастворимость вещества одной фазы в веществе другой, ибо только между такими веществами могут существовать физические поверхности раздела. По силе взаимодействия между частицами дисперсной фазы различают свободно-дисперсные и связнодисперсные системы. Примером последних являются биологические мембраны.

Классификация дисперсных систем:
По дисперсности
Грубодисперсные – частицы, размер которых составляет более 10-5 м. Частицы видны в обычный микроскоп, оседают под действием силы тяжести, не проходят через бумажные фильтры (пены, грунт, сахар, суспензии, эмульсии, взвеси)
Среднедисперсные (микрогетерогенные) – размер частиц от 10-7 до 10-5 м
Высокодисперсные (коллоидные) – размеры частиц 10-7 – 10-9 м (сок растений, космическая пыль). Частицы таких систем нельзя обнаружить микроскопом. Обладают особыми молекулярно-кинетическими и другими свойствами, что обуславливает верхнюю границу их размеров.
По агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.







Таблица 5.
Классификация растворов по агрегатному состоянию


Дисперсная фаза
Дисперсионная среда
Обозначение системы
Тип системы
Примеры


Твердая
Жидкая
т/ж

Золи, суспензии

Взвеси в природных водах, золи металлов в воде, бактерии

Жидкая
Жидкая
ж/ж
Эмульсии
Сырая нефть, молоко, различные жидкие смазки

Газ
Жидкость

г/ж

Газообразные эмульсии, пены
Мыльная пена


Твердая
Твердая
т/т
Твердые коллоидные растворы
Минералы, некоторые сплавы (сталь, чугун), самоцветы

Жидкая
Твердая
ж/т
Пористые тела, гели, капиллярные системы
Адсорбенты, почвы, влажные грунты, некоторые минералы (жемчуг)

Газ
Твердая
г/т
Пористые тела, капиллярные системы
Активированный уголь, силикогель, пемза.

Твердая
Газ

т/г
Аэрозоли, пыль, дым
Табачный дым, порошки, угольная пыль

Жидкая
Газ
ж/г
Аэрозоли, туманы, кучевые облака, тучи
Тучи, облака


Газ
Газ
Г/г
Газообразные смеси
Атмосфера земли


Кроме растворов твердых и жидких лекарственных средств, применяются еще некоторые растворы газов в воде, например, аммиака (10--25 %), хлористого водорода (25 %), формальдегида (36,5 – 37,5 %) и т. д. В аптеках эти концентрированные растворы в меру необходимости разводятся водой или другим растворителем до указанной в рецепте концентрации.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.17. Суспензия «Пирантел»














9. РАСТВОР КАК ЛЕКАРСТВЕННАЯ ФОРМА

По медицинскому назначению различают жидкие лекарственные формы для внутреннего применения (ad usum internum), для наружного применения (ad usum externum) и для инъекционного введения (pro injectionibus). Жидкие лекарства для внутреннего применения называют обычно микстурами (от лат. mixturae -- смешивать). Жидкие лекарства для наружного применения подразделяются на жидкости для полосканий, обмываний, примочек, спринцеваний, клизм и т. п.
По составу жидкие лекарства подразделяются на простые и сложные. Простые - это растворы, включающие только один растворенный ингредиент, сложные - от двух и более.
В зависимости от природы растворителя растворы подразделяются на водные и неводные (спиртовые (и другие органические растворители), глицериновые, масляные).

Преимущества растворов, как лекарственных форм:
- разнообразие способов назначения;
- снижение раздражающих свойств некоторых лекарственных веществ (бромидов, иодидов);
- простота и удобство применения, особенно в педиатрии и гериатрической практике;
- возможность маскировки неприятного вкуса;
- при приеме внутрь они всасываются и действуют быстрее, чем твердые лекарственные формы (порошки, таблетки и др.), действие которых проявляется после растворения их в организме;
- мягчительное и обволакивающее действие ряда лекарственных веществ проявляется наиболее полно при их применении в виде жидких лекарств;
- некоторые лекарственные вещества: магния оксид, кальция карбонат,  уголь, белая глина, висмута нитрат основной - лучше всего проявляют адсорбционное действие в виде тонких суспензий.

Недостатки жидких лекарственных форм (растворов):
- растворы плохо сохраняются, так как вещества в растворенном виде легче подвергаются процессам гидролиза, окисления, чем в сухом виде;
- растворы являются благоприятной средой для развития микроорганизмов, отсюда малый срок хранения жидких лекарственных форм - не более 3 суток;
- менее удобны при транспортировке, требуют большего времени для приготовления и специальной упаковки;
- по точности дозирования жидкие лекарства уступают твердым лекарственным формам. Например, порошки дозируются в аптеке, а микстуры довольно условными мерами дозирования - столовыми ложками, каплями.



10. КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

Относительное содержание вещества в растворе называется концентрацией этого вещества. В зависимости от использования данного раствора, в том числе от целей его использования, применяют различные способы выражения концентрации.
Наиболее распространенной при практическом использовании растворов в быту, лабораторных исследованиях является массовая доля, чаще выступающая в виде процентной концентрации. Массовой долей
· называют отношение массы растворенного вещества к массе раствора:
m B

· = -------
m p-pa

при выражении этой величины в процентах она называется процентной концентрацией. Можно дать и такое определение: процентная концентрация – это число граммов растворенного вещества в 100 г раствора. Так, если в 100 г раствора содержится 40 г H2SO4, то

40

· = ------- = 0,4 или 40%.
100

При изучении реакций между растворами удобно, чтобы количества растворенных веществ были пропорциональны объемам растворов. С этой целью широко применяются молярная концентрация и молярная концентрация эквивалентов.
Молярной концентрацией С м вещества называется отношение количества молей вещества к объему раствора, выраженному в литрах

· в m B
С м = --------- = ---------------
V р-ра МВ * V р-ра

Так, в 1 л 40% - ной серной кислоты плотностью
· = 1,307 г/см3 содержится


·(H2SO4) = 1000 * 1,307 *0,4 / 98 = 5,335 моль H2SO4

то есть его молярная концентрация С м = 5,335 моль/л.

Молярная концентрация эквивалентов – количество моль – эквивалентов вещества в 1 л раствора. В приведенном примере молярная концентрация эквивалента серной кислоты
С1/z = 2 См

или С1/z = 2 * 5,335 = 10,670 моль/л.

В аналитической химии широко применяется титр раствора Т – масса растворенного вещества (г) в 1 мл раствора. В нашем примере титр раствора серной кислоты (V р-ра = 100 /1,307 = 76,51 мл)

40
Т = ----------- = 0,523 г/мл.
76,51

В таблице даны формулы, позволяющие осуществить пересчет одних концентраций в другие. Формулы даны в виде, удобном для применения микрокалькулятора.
Таблица 6.
Перевод формул концентраций

Концентрация компонента
Массовая доля,
·
Процентная,
·%
Молярная,
См
Молярная концентрация эквивалента, С1/z

Титр,
Т

Массовая доля

· = -------
m p-pa


·% = 100
·в
1000
·
См = --------
·в
М
1000
·z
С1/z = -------
·в
М

Т =
·
·

Процентная


·%
· = -------
100


100 mв

·% = ---------
m

10
·
См = ------
·%
М

10
·z
С1/z = ------
·%
М


Т = 0,01
·
·

Молярная

М См

· = ---------
1000
·


М См

·% = ----------
10
·


·в-ва
См = ------
V


C1/z = ZCм

М См
Т = -------
1000

Молярная концентрация эквивалента

М1/z С1/z

· = ---------
1000
·


М1/z С1/z

·% = ----------
10
·

C 1/ z
Cм =-------
Z


·
C1/z = Z ---
V

М1/zС1/z
Т = ---------
1000



Титр

Т
· = -------

·

100Т
· = -------

·

1000Т
См = ---------
М

1000Т
С1/z = ----------
М1/z

m
Т = --------
100V

Свойства растворов зависят от соотношения между количествами их составных частей, то есть от концентрации, под которой понимают количество лекарственного средства, растворенного в определенном количестве растворителя.
В рецептах концентрацию растворов обозначают следующими способами:

1. Указывают концентрацию лекарственного вещества в процентах (которая показывает весовое количество растворенного вещества в граммах в 100 мл раствора).
Rp.: Solutionis Kalii iodidi 2% 200 ml
Da. Signa.

2. Указывают количества лекарственного вещества и растворителя.
Rp.: Kalii iodidi 4,0
Aquae purificatae 200 ml
Misce. Da. Signa.

3. Указывают количество лекарственного вещества и общий объем раствора, который достигается добавлением прописанного растворителя (обозначается с помощью лат. ad -- до).
Rp.: Kalii iodidi 4,0
Aquae purificatae ad 200 ml
Misce. Da. Da. Signa.

4. Указывают отношение количества прописанного лекарственного вещества к общему количеству получаемого раствора с помощью лат. ex -- из.
Rp.: Solutionis Kalii iodidi ex 4,0 -- 200 ml
Da. Signa.

Несмотря на разные способы прописывания растворов калия йодида, его объем равен 200 мл, количество лекарственного вещества составляет 4,0 г.
5. Указывают степень разведения лекарственного вещества, например, 1:1000, 1:5000, 1:10000 и объем этого раствора.
Rp.: Solutionis Furacilini (1:5000) 200 ml
Da. Signa.

Из всех приведенных способов чаще всего применяется способ обозначения концентрации раствора в процентах.
Решение задач

Вычислите массовую долю 1 моль/л раствора хлороводородной кислоты, плотность которого 1,013г/мл.

Дано: Решение:
См (HCI) = 1 моль/л См * Мм 1*36,46

·(HCI) = 1,013г/моль
· = -------------- = -------------- = 3,61%
Мм (HCI) = 36,46 г/моль 10*
· 10*1,013
______________


·(HCI) -? Ответ:
·(HCI) = 3,61%


Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента раствора азотной кислоты, если титр этого раствора равен 0,006500 г/мл.

Дано: Решение:
Т (HNO3) = 0,006500г/мл
Мм (HNO3) = 63,05 г/моль 1000 * Т 1000* 0,006500
С1/z = ---------- = --------------------- =
М1/z 63,05
___________________
С1/z (HNO3) -? = 0,1030 моль/л

М1/z = Мм(HNO3) = 63,05 г/моль

Ответ: С1/z (HNO3) = 0,1030 моль/л

Рассчитайте процентную концентрацию раствора натрия хлорида с молярной концентрацией 0,15 моль/л. Мм (NaCI) = 58 г/моль.


Дано: Решение:
См (NaCI) = 0,15 моль/л Мм* См 58*0,15
Мм (NaCI) = 58 г/моль
· = ------------ = ----------- = 0,87%

·(NaCI) = 1 г/мл 10
· 10*1
__________________

· (NaCI) - ?
Ответ:
· (NaCI) = 0,87%


Рассчитайте объем 49%-ной серной кислоты с
· = 1,6 г/мл необходимый для приготовления 10 л раствора с молярной концентрацией эквивалента 1 моль/л. Мм (Н2SO4) = 98 г/моль.

Дано: Решение:


· (Н2SO4конц.) = 49% m (Н2SO4) = C1/z * Mм * V =

· (Н2SO4конц.) = 1,6 г/мл 1*49*10 = 490 г
V (Н2SO4разб.) = 10 л 98
C1/z(Н2SO4разб.) = 1 моль/л Мм ((Н2SO4) = ------- = 49 г/моль
Мм (Н2SO4) = 98 г/моль 2

V (Н2SO4конц.) - ?
m * 100% 490*100
m (р – ра конц.) = -------------- = ----------- = 1000 г

· 49

m (р – ра конц.) 1000
V (Н2SO4конц.) = -------------------- = --------- = 625 мл

· (Н2SO4конц.) 1,6


Ответ: V (Н2SO4конц.) = 625 мл


Определите титр, молярную концентрацию эквивалента и молярную концентрацию раствора калия перманганата, если в 200 мл раствора содержится 15,6 г калия перманганата. Мм (КМпО4) = 158 г/моль,
z (КМпО4) = 5.

Дано: Решение:
V (KMnO4) = 200 мл m 15,6
m (KMnO4) = 15,6 г Т = ---- = ------- = 0,07800 г/мл
Мм (КМпО4) = 158 г/моль V 200
z (КМпО4) = 5

См - ? m (KMnO4) 15,6
С1/z - ? См = ------------------------ =------------- = 0,5 моль/л
Т - ? Мм (КМпО4) * V 158 * 0,2

С1/z = См * z = 0,5*5 = 2,5 моль/л



Ответ: Т= 0,07800 г/мл
См = 0,5 моль/л
С1/z = 2,5 моль/л


Рассчитайте объем 96%-ной серной кислоты с
· = 1,84 г/мл необходимый для приготовления 1 л раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,25 моль/л. Мм (H2SO4) = 98г/моль.

Дано: Решение:

· конц = 96% m = C1\z* M1\z* Vразб

· конц = 1,84 г/мл m = 0,25* 49 * 1 = 12,25 г
V разб.= 1 л Мм 98
C1\z = 0,25 моль/л M1\z = ------- = ------- = 49 г/моль
Мм (H2SO4) = 98г/моль 2 2

V конц -?
m вещества

· = ---------------- * 100%
m раствора

m вещества 12,25
m раствора = --------------- * 100% = ------------ * 100% = 12,76 г

· 96

m раствора 12,76
Vконц = -------------- = --------- = 6,9 мл

· 1,84

Ответ: объем конц. H2SO4 равен 6,9 мл.

Какой объем 96%раствора серной кислоты с
· = 1,84 г/мл необходимо взять для приготовления 1 л 0,5 моль/л раствора? Мм (H2SO4) = 98г/моль.

Дано: Решение:

· конц = 96%

· конц = 1,84 г/мл
V разб.= 1 л Мм 98
C1\z = 0,5 моль/л M1\z = ------- = ------- = 49 г/моль
Мм (H2SO4) = 98г/моль 2 2

10
· конц
· конц 10*1,84*96
V конц -? С1\z Н2SO4 96% = ---------------------- = ------------------- =
M1\z(H2SO4) 49

= 36 моль/л

Vразб *Cразб 1000 * 0,5
V конц. = ------------------------ = ----------------- = 13,8 мл
Cконц 36
Ответ: конц. H2SO4) надо
взять 13,8 мл для приготовления
разбавленного раствора.

Рассчитайте массу навески натрия тетрабората, необходимую для приготовления 200 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л. Определите титр, молярную концентрацию эквивалента и поправочный коэффициент раствора, если для его приготовления была взята навеска натрия тетрабората массой 3,7995 г.
Мм (Na2B4O7 10 H2O) = 381,4 г/моль.

Дано: Решение:
С1/Z (буры) = 0,1 моль/л m теор. (буры) = С1/Z (буры) * М1\z * V(буры)
V(буры) = 200 мл = 0,2 л
m практ. (буры) = 3,7995 г Мм(бура) 381,4
Мм(Na2B4O710H2O)=381,4г/моль М1\z = -------- = -------- = 190,7
Z 2
m теор. (буры) = ?
Т~0,1 моль/л буры = ?
С1/Z~0,1 моль/л буры = ? m теор. (буры) = 0,1 * 190,7 * 0,2= 3,814 г
К ~0,1 моль/л буры = ?
m практ. (буры) 3,7995
Т~0,1 моль/л буры =---------------- = ------- = 0,01900г/мл
V(бура) 200


m практ. 3,7995
K = --------- = ----------------= 0,9962
m теор. 3,814

С1/Z~ 0,1 = С1/Z 0,1 * Кп

С1/Z~ 0,1 = 0,1 * 0,9962 = 0,0996 моль/л

Ответ: m теор. (буры) = 3,814 г
Т~0,1 моль/л буры = 0,01900г
K =0,9962
С1/Z~ 0,1 = 0,0996 моль/л
Проведите стандартизацию рабочего раствора хлороводородной кислоты - определите титр, молярную концентрацию эквивалента и поправочный коэффициент (0,1 моль/л раствора хлороводородной кислоты, если на титрование 10 мл раствора тетрабората натрия с молярной концентрацией эквивалента (0,1 моль/л и поправочным коэффициентом равным 1,0120 ушло 9,8 мл раствора хлороводородной кислоты. М.м (НС1)= 36,46 г/моль.

Дано:
V~0,1моль/л буры = 10 мл
K буры = 1,0120
V (НС1) = 9,8 мл
М.м (НС1) = 36,46 г/моль

С1/Z~0,1моль/л НС1 = ?
Т~0,1моль/л НС1 = ?
КНС1 = ?

НС1 – это стандартизируемый рабочий раствор (исследуемый раствор).
Бура – это исходное вещество метода ацидиметрии, по которому устанавливают концентрацию кислоты.
Метод количественного определения – метод ацидиметрии (так как титрование проводят кислотой). Способ прямого титрования.
В основе метода лежит реакция:
2 HCl + Na2B4O7 + 5 H2O = 2 NaCl + 4 H3BO3

Вещества взаимодействуют по закону эквивалентов:
С1/Z ~0,1моль/л (НС1) V~0,1моль/л (НС1) = С1/Z~0,1моль/л буры V~0,1моль/л буры


С1/Z~0,1моль/л буры V~0,1моль/л буры
С1/Z~0,1моль/л (НС1) = --------------------------------------------
V~0,1моль/л (НС1)
С1/Z~0,1моль/л буры = С1/Z т. буры Кп~0,1моль/л буры

С1/Z~0,1моль/л буры = 0,1 моль/л 1,0120 = 0,1012 моль/л

0,1012 10
С1/Z~0,1моль/л НС1 = ------------------ = 0,1033 моль/л
9,8

С1/Z~0,1 моль/л (НС1) M1/Z (НС1)
T~0,1 моль/л НС1 = ------------------------------------
1000

0,1033 36,46
T~0,1 моль/л НС1 = -------------------- = 0,003766 г/мл
1000

С1/Z ~0, 1моль/л (НС1)
Кп~0,1 моль/л НС1 = ------------------------
С1/Z 0,1 моль/л (НС1)

0,1033
Кп~0,1 моль/л НС1 = ---------- = 1,0330
0,1


Ответ: С1/Z~0,1моль/л НС1 =0,1033 моль/л
T~0,1 моль/л НС1 = 0,003766 г/мл
Кп~0,1 моль/л НС1 = 1,0330

Рассчитайте массовую долю химически чистой хлороводородной кислоты в фармацевтическом препарате, если для приготовления 200 мл разведения взяли 2 мл хлороводородной кислоты с
· = 1,123 г/мл, а на титрование 10 мл полученного раствора было затрачено 7,5 мл раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией эквивалента ~ 0,1 моль/л и поправочным коэффициентом равным 1,0262. Мм НСl = 36,46 г/моль.

Дано:
Vнав (НС1). = 2 мл
Vк. (НС1) = 200 мл
Vаликвота (НС1) = 10 мл
V (NаОН) = 7,5 мл
K (NаОН) = 1,0262
М.м (НС1) = 36,46 г/моль

·(НС1) = 1,123 г/мл


· НС1 = ?
НС1 – это исследуемый раствор, так как не известна его концентрация
NаОН – это титрант, так как известен его поправочный коэффициент
Метод количественного определения – метод алкалиметрии, вариант нейтрализации Способ прямого титрования.
В основе метода лежит уравнение реакции:
HCl + NаОН = NaCl + H2O
Т раб./ опр. * V раб. * К раб.

· НС1 = ----------------------------- *100%
mнав.НС1

С1/Z т. раб. M1/Z опр.
Т т. раб./ опр. = -----------------------
1000
M1|z HCl = Mм HCl = 36,46 г/моль
0,1 * 36,46
Т т. раб./ опр. = --------------- = 0,003646 г/мл
1000

2 * 1,123 = 2,246 г – 200мл
mнав.НС1 – 10 мл

mнав.НС1 = 2,246 *10 : 200 = 0,1123 г


0,003646 * 7,5 * 1,0262

· НС1 = ----------------------------- *100% = 25,02%
0,1123 г
Массовая доля показывает, что в 100 г раствора хлороводородной кислоты содержится 25,02 г х.ч. хлороводорода.


Ответ:
· (НС1) = 25,02%






















11. ХИМИЧЕСКАЯ ПОСУДА

Лабораторная посуда – специальные и специализированные емкости различного конструктивного исполнения, объема, и изготовляемые из разнообразных материалов, устойчивых в агрессивных средах. При необходимости лабораторная посуда обладает необходимой термостойкостью, прозрачностью и другими нужными физическими свойствами.
Химическая посуда тонко- и толстостенная изготавливается из стекла разных марок. Посуда из толстого стекла не выдерживает нагрева, нагревать можно только тонкостенную посуду, термостойкость которой зависит от состава стекла. Основным требованием, предъявляемым к стеклянной посуде, является ее химическая и термическая устойчивость. Химическая устойчивость – это свойство стекла противостоять разрушающему действию кислот, щелочей и других веществ. Термическая устойчивость – это способность посуды выдерживать резкие колебания температуры.
Лучшим стеклом считается пирекс, потому что оно обладает термической и химической устойчивостью, имеет малый коэффициент расширения. Поэтому особотермостойкие изделия (стаканы, реторты, пробирки) изготавливают из пирексового стекла. Пирексное стекло содержит 80% оксида кремния (IV). Температура его размягчения + 620 єС. Для проведения опытов при высоких температурах используют кварцевую посуду. Кварцевое стекло содержит 99,95% оксида кремния (IV), температура его размягчения +1650 єС. Тонкое кварцевое стекло вследствие очень низкого коэффициента термического расширения выдерживает резкое охлаждение (даже водой!) с любой температуры.
Лабораторную посуду изготавливают в основном из стекла типов ТУ (термически устойчивое), ХУ-1 и ХУ-2 (химически устойчивое). Содержание оксида кремния (IV) в обычном лабораторном стекле составляет примерно 70%.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.18. Химическая посуда
Перед применением лабораторной посуды она должна быть хорошо вымыта и простерилизована. Для этого ее моют ершами с мыльно – содовым раствором. Чистую посуду промывают проточной водой, затем водой очищенной. При необходимости достижения стерильности лабораторную посуду заворачивают в плотную бумагу и стерилизуют в аэростериле при 160180 °C 4560 мин. или в автоклаве при температуре 120 °C 2030 мин.
Посуда считается чистой, если на ее стенках не образуется отдельных капель и вода оставляет равномерную тончайшую пленку. Сушат стеклянную посуду на деревянных колышках, укрепленных на вертикально установленной доске; в сушильных шкафах.

Химическая посуда общего назначения

К немерной посуде, или посуде общего назначения относятся изделия:
а) употребляемые с нагревом - пробирки (5 - 25 мл), стаканы (5 – 1000 мл), колбы (10 – 1000 мл) плоскодонные конические, реторты (до 3 мл);
б) употребляемые без нагрева – пробирки (из толстого стекла) для центрифугирования, воронки для переливания и фильтрования жидкостей и делительные воронки (от 25 мл и выше); склянки (служат в качестве резервуара, из которого жидкость поступает в другой сосуд, например в бюретки при титровании); бюксы с пришлифованными крышками (для хранения веществ); капельницы различного устройства (для дозировки жидкости).

Пробирки – узкие стеклянные сосуды цилиндрической формы, нижний край которых закруглен. Пробирки (от нем. Рrobieren – пробовать, испытывать, лат. Рrobo - испытываю) – трубки (в основном стеклянные), запаянные с одного конца, предназначены для работы с небольшими количествами вещества.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Рис.19. Штатив с пробирками Рис.20. Пробирка в держателе

Существуют пробирки с нанесенной на них шкалой измерения – их называют градуированными. Рабочие пробирки хранят в специальных штативах. Основное предназначение пробирок – проведение химических реакций.


Меры безопасности при работе с пробирками:

Не допускается наполнение пробирки реактивами до максимального уровня.
При необходимости смешивания компонентов для осуществления реакции, пробирку наполняют не более чем на четверть объема.
Если в пробирку насыпать порошок или кристаллы, используют полоску бумаги, ширина которой уже диаметра пробирки. Бумагу складывают пополам вдоль, а в центр всыпают твердое вещество. Далее пробирку следует наклонить горизонтально, опустить бумагу до самого дна пробирки, после чего повернуть пробирку вертикально и легонько ударить по ней. Содержимое бумаги останется внутри пробирки.
Для смешивания различных компонентов в пробирке ее необходимо брать за верхний край большим и указательным пальцами, придерживая при этом нижнюю часть пробирки средним пальцем. Указательным пальцем другой руки следует ударить по нижнему краю пробирки – эта манипуляция обеспечит смешивание содержащихся в пробирке веществ.
Ни в коем случае при перемешивании содержимого пробирки нельзя закрывать ее пальцем - это чревато повреждением кожи или ожогом.
Для нагрева пробирку закрепляют в держателе и подносят к пламени горелки. Сначала прогревают пробирку под углом 45 градусов (над пламенем проводят пробиркой 5 – 6 раз), как только на верхней части пробирки появляется испарина, прогревают содержимое пробирки до появления осадка, изменения цвета раствора или закипания. Важно учесть, что при сильном нагреве возможно выплескивание жидкости, поэтому открытую часть пробирки обязательно нужно держать в направлении от себя и находящихся рядом людей.
Стаканы – вид лабораторной посуды, тонкостенная цилиндрическая емкость с плоским дном. По форме лабораторные стаканы представляют собой строгий цилиндр с носиком для удобного сливания жидкости.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Рис. 21. Химические стаканы

Стандартная форма, как правило, имеет высоту в 1,4 раза больше диаметра. На стакан может быть нанесена шкала объема, однако она приблизительна и служит только для ориентировки. Стаканы изготавливаются обычно из термостойкого стекла, но могут быть пластиковыми. Лабораторные стаканы используются для приготовления растворов сложного состава, когда необходимо при перемешивании растворять несколько твердых веществ, для фильтрования. Химические стаканы применяют как вспомогательную посуду (для промывания пипеток, бюреток и т.д.).

Колбы (от нем. Kolben) – стеклянные сосуды различной формы. Колбы могут изготавливаться в зависимости от предназначения либо из огнеупорного, либо обычного лабораторного стекла. Существует много разновидностей колб, в том числе и именных.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Рис. 22. Конические колбы

Коническая колба (колба Эрленмейера) характеризуется плоским дном, коническим корпусом и цилиндрическим горлышком. Коническая колба обычно имеет боковые риски (градуировку), чтобы видеть приблизительный объем содержимого, а также имеет пятно из загрунтованного стекла или специальной грубой белой эмали, на котором можно сделать метку карандашом. Коническая форма позволяет легко перемешивать содержимое в процессе эксперимента либо рукой, либо специальным лабораторным шейкером или магнитной мешалкой. Узкое горло сохраняет содержимое от разливания, а также оно лучше сохраняет от испарения, чем лабораторный стакан. Плоское дно конической колбы не позволяет ей опрокидываться. Конические колбы применяют при аналитических работах, в частности при титровании.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.23. Круглая колба

Круглая колба с плоским дном применяются в лабораториях в качестве реакционных сосудов, в частности для титрования.

Реторты (от лат. Retorta – повернутая назад, изогнутая) – вид химической лабораторной посуды, изготавливаемой из тугоплавкого стекла, фарфора или металла. Применяются для проведения реакций, протекающих при высоких температурах, для перегонки и других операциях.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.24. Реторта



Воронки используют для переливания жидкостей в узкогорлые химические сосуды, для процесса фильтрации.


[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Рис.25. Воронки


Склянки – это вид лабораторной посуды, который используется для проведения химико-лабораторных и биологических работ и для хранения реактивов. Склянки изготавливаются номинальной емкостью от 30 мл до 20 л.
К хранению реагентов необходимо подходить правильно, так как утечка многих из них может привести к созданию аварийных ситуаций, а другие разрушаются при контакте их с воздухом или светом. Именно поэтому лабораторные склянки, склянки для реактивов, должны быть тщательно подобраны и изготовлены с учетом их использования. Обычно для хранения берется склянка с притертой пробкой. Притертая пробка надежно закрывает флакон, поэтому в нем можно хранить вещества с резким запахом, с низкой температурой испарения. Прежде надо подобрать пробку к сосуду, а уже потом помещать в него вещества. Пробки от разных сосудов нельзя путать; у каждого сосуда должна быть своя пробка, особенно это относится к стеклянным пробкам. Если сосуд с притертой пробкой пуст, то обязательно надо положить кусочек бумаги между горлышком и пробкой. Хранить щелочи в сосудах с притертыми пробками нельзя, так как в этом случае пробку неизбежно «заест».
Реактивы, легко разрушающиеся от действия света, хранятся в тёмных склянках. Например, соли серебра при их хранении в склянках из обычного или «белого» стекла темнеют. Изменяют свои свойства и растворы натрия тиосульфата, калия перманганата, анилин и другие вещества. Поэтому для их хранения используются специальные химические склянки.
Особого внимания заслуживают медицинские склянки. Они использовались человечеством с древних времен и до сих пор не потеряли своей важности для медицины. Аптечные склянки подразделяются на два вида: материальную тару (для длительного хранения лекарственных или вспомогательных веществ в самой аптеке) и рецептурную тару (для отпуска лекарственных препаратов больным).

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]


Рис.26. Склянки

Бюкс (от нем. Bьchse) - банка или весовой стаканчик, используется при исследованиях, связанных с высушиванием сыпучих материалов. Бюксы, как правило, изготавливаются из стекла или алюминия.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.27. Бюксы
При высокоточных исследованиях обычно используют стеклянные бюксы с притертыми крышками. В лабораториях применяют тонкостенные стеклянные бюксы с различной вместимостью. При проведении высокоточных исследований используются бюксы с притертыми (пришлифованными) крышками. В основе притирания лежит придание некоторым касающимся друг друга поверхности определенной степени шероховатости. Вследствие этого увеличивается герметичность бюксов, то есть возрастает способность крышки препятствовать проникновению воздуха или каких – либо веществ, например, жидкостей в бюкс.
Капельницы -  стеклянные сосуды различного устройства. Используют для дозировки жидких реактивов (реактив Несслера и др.), концентрированных кислот (серная, азотная). Часто используют для работы с индикаторами. Капельница – дозатор изготовлена из темного стекла, которое защищает фотолабильные реактивы от воздействия света. Снабжена удобной пипеткой с расширением в верхней части, которое снижает вероятность попадания реагентов в грушу. Вся конструкция легко разбирается и моется.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис. 28. Капельница Страшейна.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис. 29. Капельницы колпачком
Страшейна

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.30. Капельница Шустера
Стеклянная лабораторная капельница с носиком - «клювиком» по Шустеру и пластмассовой пробкой является классическим примером лабораторной посуды  и, в основном, применяется для дозирования жидких индикаторов и прочих растворов в условиях химических, биологических и медицинских лабораторий.

Стекло "часовое"  - специальная вспомогательная лабораторная посуда выпукло – вогнутой формы. Применяют стекла для процесса выпаривания, растирания, микроанализа и взвешивания жидких или сыпучих химических реактивов. Часовые стекла идеально подходят для накрывания химических стаканов. Изготавливают такую посуду из кварцевого, боросиликатного и силикатного стекла.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.31. Часовые стекла


В зависимости от сферы применения и назначения стекло лабораторное часовое выпускается в диаметре от 3,5 до 22 см. Такая разновидность стекла, как и большинство лабораторных стекол, химически устойчива к воздействию щелочей, кислот, а также других агрессивных сред. Термостойкость данного стекла позволяет выдерживать большие температурные перепады.

Мерная посуда

Мерная посуда имеет градуировку, ее нельзя нагревать. Мерная посуда, как и вся лабораторная химическая посуда, различается по емкости, диаметру и формам. Для точного измерения объемов в титриметрическом анализе используют мерные колбы, мерные пипетки и бюретки. Для не очень точных измерений применяют мерные цилиндры, мензурки и мерные пробирки.
При измерении объемов глаз экспериментатора должен находиться на одном уровне с мениском отмериваемой жидкости.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Рис. 32. Отмеривание жидкости

Прозрачные жидкости отмеривают по нижнему краю мениска, а окрашенные – по верхнему. Мениск - изогнутая поверхность жидкости внутри узкой стеклянной трубки или капилляра.




Рис.33. Определение мениска
а) бесцветного и б) окрашенного раствора


Мерные колбы (от нем. Kolben) – стеклянные плоскодонные колбы с длинным узким горлышком, на котором имеется круговая метка. Колбы с одной меткой – это колбы «на вливание», с двумя метками – «на выливание»
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Рис.34. Мерные колбы
Мерные колбы применяются для приготовления растворов точных концентраций. На широкой части коблы указан объем (25 – 2000 мл) раствора, который можно приготовить при определенной температуре. Горловина мерной колбы может быть изготовлена со шлифом под стеклянную притертую пробку, или же без шлифа. В последнем случае колбу можно закрывать резиновой, силиконовой, полиэтиленовой пробкой. Для длительного хранения в них растворов мерные колбы не предназначены. Дно у всех мерных колб плоское, так как оно должно обеспечить устойчивость сосуда на горизонтальной поверхности. Мерные колбы с одной меткой на горловине («на вливание») предназначены для приготовления растворов заданной концентрации. Если приготовленный раствор вылить, то следует учитывать, что на стенках колбы обязательно остается раствор, и объем перелитого раствора будет меньше. Колбы «на выливание» снабжаются двумя метками, ее можно использовать как обычную – «на вливание», а наполнение до верхней метки помогает измерять объем вылитой жидкости. Такая колба при наполнении ее до верхней черты применяется для измерения выливаемой жидкости, а при наполнении до нижней черты может использоваться как колба для вливания.
Фиксацию объема проводят по совпадению нижнего края мениска жидкости с меткой, расположенной на уровне взгляда исследователя.
Пипетка (франц. Pipette - пипетка)  мерный или дозирующий сосуд, представляющий собой трубку, либо емкость с трубкой, имеющую конец (наконечник, кончик, носик) с небольшим отверстием, для ограничения скорости вытекания жидкости. Разнообразные пипетки широко применяются для отмеривания точных объемов  жидкостей или газов.
Для наполнения пипетки её нижний конец опускают в жидкость и втягивают жидкость при помощи груши, присоединив грушу к верхнему концу пипетки. Применяют и специальные груши, снабженные тремя клапанами. Один клапан выпускает воздух при сжатии груши, другой клапан позволяет выдавливать жидкость из пипетки при сжатии груши, а при надавливании третьего клапана груша забирает жидкость через пипетку. Заполнять пипетку жидкостью можно и при помощи слабого вакуума. Засасывать жидкость в пипетку ртом не рекомендуется. Это опасно для здоровья (жидкость и ее пары могут попасть в рот и легкие) и, кроме того, приводит к загрязнению жиром и слюной внутренних стенок пипетки.
В пипетку набирают столько жидкости, чтобы она поднялась на 2-3 см выше отметки, затем быстро снимают грушу и закрывают верхнее отверстие пипетки указательным пальцем правой руки, придерживая пипетку большим и средним пальцами. Избыток жидкости выпускают, слегка ослабляя нажим пальца и наблюдая за перемещением мениска жидкости до отметки, которая должна быть на уровне глаза наблюдателя так, чтобы ее кольцо сливалось в одну черту. Если при совмещении мениска с чертой деления на пипетке на ее конце остается висеть капля, ее следует осторожно удалить кусочком фильтровальной бумаги.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Рис.35. Пипетки
При обращении с пипетками нужно помнить, что пипетка при отборе жидкости всегда должна находиться в строго вертикальном положении; при установке нижнего мениска на уровне черты глаз наблюдателя должен быть расположен на одном уровне с меткой (метки на передней и задней части стенки должны при этом сливаться в одну).
Пипетки всегда откалиброваны на вытекание, указанный на пипетке объем соответствует объему вытекающей жидкости, когда пипетку наполняют до отметки на верхней трубке, а затем дают жидкости самостоятельно вытечь. В объем вытекающей жидкости не входит остающаяся в носике нижней трубки жидкость и жидкость, смачивающая стенки пипетки. Нижнее отверстие пипетки не должно быть широким, чтобы скорость вытекания жидкости не была большой, но и не слишком узким - чтобы в конце истечения жидкости в месте соединения нижней трубки с баллоном пипетки не образовалась капля.
Выливание жидкости из пипетки можно проводить тремя способами:
Свободное истечение жидкости. Держат пипетку вертикально и дают жидкости полностью стечь, не касаясь нижним концом стенок сосуда. То небольшое количество раствора, оставшееся в кончике пипетки не учитывается.
Сначала поступают как в первом варианте, затем, когда стечет жидкость, прикасаются к стенке колбы носиком пипетки и поворачивают его.
После того, как жидкость вытечет, верхнее отверстие пипетки закрывают пальцем, а широкую часть согревают ладонью левой руки, расширившийся воздух вытесняет остатки жидкости из пипетки.
Чаще используют второй способ. Не рекомендуется выдувать или стряхивать капли раствора из пипетки.
Каждую пипетку сразу после работы необходимо промыть чистой водой. Спускать промывную жидкость надо всегда через носик. Промывка позволяет избежать некоторых "необъяснимых" отклонений в опытах.
Пипетки обычно калибруют по чистой воде, поэтому ими нельзя отмеривать жидкости, вязкость которых заметно отличается от вязкости воды. Объем отобранной жидкости в этом случае не будет соответствовать указанному объему на пипетке. Для вязких жидкостей пипетку надо перекалибровать.
Традиционные стеклянные пипетки для аналитической химии выпускают двух типов:
- мерная пипетка Мора (неградуированная), на заданный объём (1, 5, 10, 20, 50, 100, 200 мл и др.) Пипетки Мора имеют одну круговую метку в верхней части и предназначены для отбора проб жидкостей определенного объема. Такие пипетки обычно обеспечивают меньшую погрешность измерения, нежели градуированные. ГОСТ 29169-91 определяет допустимые погрешности пипеток. Погрешность зависит от измеряемого объёма, так пипетка вместимостью 25 мл имеет допустимую погрешность измерения 25±0,06 мл. Пипетки Мора с одной меткой иногда называют аликвотными пипетками.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.36. Пипетки Мора
градуированные (обычно цилиндрические, на 1, 2, 10 мл и др.) можно опорожнять по частям. Например, пипетки на 5 мл обычно градуируют через 0.5 мл. Градуированные пипетки позволяют измерять объём обычно с точностью  ± 0.1 или 0.2 мл.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.37. Пипетки
градуированные
Бюретки (от анг. – Burette, франз. - buire – кувшин) – цилиндрические стеклянные трубки с делениями и краном (или зажимом), обеспечивающим ступенчатый слив жидкости.
Основное  предназначение бюретки  отмеривание заданного количества жидкости при титровании. Шкала имеет крупные деления, которые нанесены через миллилитр и мелкие.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Рис.38. Бюретки в лаборатории Рис.39. Бюретка

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Рис.40. Зажим Мора для резиновых трубок, Рис.41. Кран для бюретки
пружинящий.


Бюретка для титрования измеряет объёмы жидкостей при проведении количественного анализа, основанного на измерении расходуемого объема раствора реактива. Эти методы чаще всего востребованы в аналитической и фармацевтической химии. Бюретки отличаются друг от друга объемом. Самые распространенные  50 миллилитровые. Часто используется и бюретка 25 мл (burkle), и бюретка Гемпеля, объемом 100 мл.




Подготовка бюретки к работе

Бюретку закрепляют в штативе на расстоянии 10 – 15 см от верхнего края бюретки.
Бюретки со стеклянным краном применяют для растворов веществ, действующих на резину (растворов KMnO4, I2, AgNO3 и др.). Сухой стеклянный кран смазывают вазелином. Для растворов гидроксидов щелочных металлов нельзя использовать бюретки со стеклянным краном, так как щелочь разъедает стекло и кран перестает открываться.
Бюретку тщательно моют, проверяют работу крана (резинового затвора, зажима Мора); закрепляют вертикально в штативе. Бюретку промывают водой водопроводной, затем очищенной; трижды промывают бюретку раствором титранта, каждый раз наливая 3-5 мл и сливая до резиновой трубки.
Залить раствор титранта в бюретку выше нулевого деления, наливают с помощью воронки. Так как в воронке могут остаться капли раствора, способные исказить результат титрования, воронку нужно убрать.
Довести уровень раствора титранта до нулевого деления бюретки (глаз на уровне мениска). При заполнении бюретки надо добиться, чтобы в ее оттянутом кончике не осталось пузырей воздуха.


Титрование

Отмерить в колбу исследуемый раствор и добавить индикатор. Иногда в колбу для титрования добавляют вспомогательные растворы.
При титровании кран или зажим регулируют левой рукой, а колбу для титрования вращают правой рукой. Носик бюретки должен быть введен в колбу для титрования на 1.5 – 2 см.
Постоянно перемешивая содержимое колбы, прибавлять раствор титранта по каплям до нужного изменения окраски индикатора. Желательно, чтобы это изменение произошло от одной капли титранта.
Измерить объем израсходованного раствора титранта по шкале бюретки и записать его. Записывают результаты титрования с точностью до второго десятичного знака.
Титрование ведут до сходящихся результатов. Если результаты двух определений расходятся не более чем на 0,2 мл для бюреток вместимостью 25 или 50 мл, то их можно считать правильными. В случае расхождения полученных результатов титрование повторяют. В ответственных случаях проводят 3 параллельных определения. Для расчета берут среднее арифметическое полученных результатов.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Рис. 42. Процесс титрования

После титрования:

Слить остатки титранта.
Промыть бюретку водой водопроводной, затем очищенной.
Убрать воронку и снять зажим Мора.

Цилиндры и мерные пробирки – это мерная посуда более низкого класса. Их применяют для отмеривания объемов растворов вспомогательных веществ, не учитывающих при вычислении результатов анализа.
Цилиндры – цилиндрические сосуды различной вместительности с нанесенными на наружной стенке делениями, указывающими объем в см3 или мм3. Обычно используются цилиндры емкостью от 5 до 2000 мл. Носик позволяет выливать содержимое цилиндра узкой струйкой так, чтобы жидкость не проливалась и не стекала по внешней поверхности цилиндра.

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис. 43. Цилиндры
Цилиндры изготавливают из стекла с подходящими химическими и термическими свойствами. Иногда используют прозрачный полиэтилен или полипропилен. Мерный цилиндр имеет основание из стекла или пластикового материала, оно может быть круглым или иметь другую форму, например, шестиугольную. За счет этого цилиндр стоит на ровной поверхности вертикально без качания или вращения. Пустой цилиндр не должен падать, если он находится на поверхности, наклоненной под углом 15° к горизонтали.
Мерные пробирки - пробирки с делениями объемом от 5 до 25 мл предназначены для отмеривания определенного объема наливаемой или выливаемой жидкости, или определения объема осадка (центрифужные).
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] Рис.44. Мерные пробирки
Шкала, соответствующая вместимости пробирки, нанесена на всей боковой поверхности. Выпускаются из химически стойкого лабораторного стекла, не обладающего термической устойчивостью.





12. ЛИТЕРАТУРА
Бабков А. В. Общая и неорганическая химия/ А.В. Бабков, Т.И. Барабанова, А.М. Попков. – Москва. – Издательство «ГЭОТАР-Медиа», 2016г. – 384 стр.
Березов Т.Т. Биологическая химия/ Т.Т. Березов, Б.Ф. Коровкин.- Москва. - Издательство «Медицина», 1998г – 680 стр.
Большая Российская энциклопедия. Химия. Москва. БРЭ. - 2004 / 2016 – 787 стр.
Буцеева А.А. Общая и неорганическая химия для фармацевтов/ А.А. Буцеева, В.В. Негребецкий В.В., Сергеева В.П., Албегова Д.З., Белавин И.Ю., Камкина О.В., Павлова С.И. - Юрайт. Профессиональное образование – 2015г. – 358 стр.
Волкова М.А. Роль растворителей в химических процессах / Волкова М.А., Марфин Ю.С. // Химия в школе 2016 г. №1-10, 2017г. №1-2.
Конспект лекций по дисциплине «Общая и неорганическая химия».
Саенко О.Е. Аналитическая химия/ О.Е. Саенко. - Ростов – на – Дону. - Издательство «Феникс», 2014г. – 287 стр.
Скобина Е. В. Жидкие лекарственные формы. Технология водных растворов. 2012/ Елена Васильевна Скобина: Владивостокский государственный медицинский университет. Владивосток, 2012 – 25 стр.
Соколовская Е.М. Общая химия/ Е.М. Соколовская. - Москва. - Издательство МГУ. 1989 г. – 730 стр.
Практикум по общей химии: учеб. пособие / под ред. С.Ф. Дунаева – М.: Издательство МГУ, 2005. – 336 с.









13PAGE \* MERGEFORMAT14215





Приложенные файлы

  • doc 7438237
    Размер файла: 3 MB Загрузок: 0

Добавить комментарий