Федеральне агентство з охорони здоров'я і соціального розвитку Саратовський медичний коледж Росздрава
Контрольна робота Найменування спеціальності: Фармація Навчальна дисципліна: Аналітична хімія
Студент Кенжібекова Зульфія Уралбаевна Перевірив
2009 Реферат
Біологічна роль сполук, що містять К +; Na +, їх застосування у фармації Калій - один з найважливіших біогенних елементів, постійно присутній у всіх клітинах всіх організмів. Іони калію К + беруть участь у роботі іонних каналів і регуляції проникності біологічних мембран, в генерації та проведенні нервового імпульсу, в регуляції діяльності серця та інших м'язів, у різних процесах обміну речовин. Вміст калію в тканинах тварин і людини регулюється стероїдними гормонами надниркових залоз. У середньому організм людини (маса тіла 70 кг) містить близько 140 г калію. Тому для нормальної життєдіяльності з їжею в організм повинен надходити 2-3 г калію на добу. Багаті калієм такі продукти, як родзинки, курага, горох та інші. Застосування: металевий калій - матеріал для електродів в хімічних джерелах струму. Сплав калію з іншим лужним металом - натрієм (Na) знаходить застосування в якості теплоносія в ядерних реакторах. У набагато більших масштабах, ніж металевий калій, знаходять застосування його сполуки. Калій - важливий компонент мінерального живлення рослин (на це йде близько 90% видобутих солей калію), він необхідний їм у значних кількостях для нормального розвитку, тому широке застосування знаходять калійні добрива: хлорид калію КСl, нітрат калію, або калійна селітра, KNO 3, поташ K 2 CO 3 та інші солі калію. В якості лікарського засобу знаходить застосування йодид калію KI. Розчин перманганату калію КMnO 4 ("марганцівку") використовують як антисептичний засіб. Азот є елементом, необхідним для існування тварин і рослин, він входить до складу білків (16-18% за масою), амінокислот, нуклеїнових кислот, нуклеопротеїдів, хлорофілу, гемоглобіну та ін У зв'язку з цим значна кількість пов'язаного азоту міститься в живих організмах , "мертвої органіки" і дисперсному речовині морів і океанів. Це кількість оцінюється приблизно в 1,9 · 10 11 т. У результаті процесів гниття і розкладання азотовмісна органіки, за умови сприятливих факторів навколишнього середовища, можуть утворитися природні поклади корисних копалин, що містять азот, наприклад, "чилійська селітра" (нітрат натрію з домішками інших з'єднань), норвезька, індійська селітри. Зміст
1. Теорія розчинності 2. Класифікація речовин за ступенем дисоціації 3. Взаємозв'язок водневого та гідроксильного показника 4. Механізм буферного дії (на прикладі аміачного буфера) 5. Меркурометрія. Роданометрія Список літератури
1. Теорія розчинності
При розчиненні молекули або іони речовини розподіляються більш-менш рівномірно між молекулами розчинника. Наприклад, у кристалічному хлориді натрію середня відстань між нонами натрію і хлору дорівнює 2,8 А. У 1 М розчині розчинник поділяє нони і тому іони натрію і хлору віддалені один від одного на 10 А. На труднощі розділення таких іонів вказують високі температури плавлення ( 800 ° С) і кипіння (1413 ° С) чистого хлориду натрію. Робота, необхідна для поділу двох протилежно заряджених платівок, при введенні між ними речовини зменшується на величину, яка називається діелектричною проникністю середовища. Молекули води, що знаходяться між двома нонами (або зарядженими пластинами конденсатора), являють собою маленькі диполі, орієнтовані один до одного різнойменними зарядами ("голова до хвоста") так, що вони частково нейтралізують іонні заряди і. таким чином, стабілізують систему. Тому можна очікувати, що сольватірующая здатність і діелектрична проникність будуть змінюватися паралельно. У чистій воді молекули орієнтовані таким чином, що їхні позитивні центри знаходяться поруч з негативними. Спроба розчинення у воді такого неполярного речовини, як бензол, по суті, являє собою спробу поділу протилежних зарядів в середовищі з низькою діелектричною проникністю. Полярний розчинник повинен легко розчиняти тільки полярні речовини, а неполярний розчинник - тільки неполярні речовини. Це відповідає правилу: "Подібне розчиняється в подібному". Гранична розчинність багатьох речовин у воді (або в інших розчинниках) представляє собою постійну величину, відповідну концентрації насиченого розчину при даній температурі. Вона є якісною характеристикою розчинності і наводиться в довідниках в грамах на 100 г розчинника (при певних умовах). Розчинність залежить від природи растворяемого речовини і розчинника, температури і тиску. Природа растворяемого речовини. Кристалічні речовини поділяються на: P - добре розчинні (більше 1,0 г на 100 г води); M - малорозчинні (0,1 г - 1,0 г на 100 г води); Н - нерозчинні (менше 0,1 г на 100 г води). Природа розчинника. При утворенні розчину зв'язку між частинками кожного з компонентів замінюються зв'язками між частинками різних компонентів. Щоб нові зв'язки могли утворитися, компоненти розчину повинні мати однотипні зв'язку, тобто бути однієї природи. Тому іонні речовини розчиняються в полярних розчинниках і погано в неполярних, а молекулярні речовини - навпаки. Вплив температури. Якщо розчинення речовини є екзотермічним процесом, то з підвищенням температури його розчинність зменшується (Наприклад, Ca (OH) 2 у воді) і навпаки. Для більшості солей характерне збільшення розчинності при нагріванні. Практично всі гази розчиняються з виділенням тепла. Розчинність газів у рідинах з підвищенням температури зменшується, а зі зниженням збільшується. Вплив тиску. З підвищенням тиску розчинність газів в рідинах збільшується, а з пониженням зменшується.
2. Класифікація речовин за ступенем дисоціації
Виходячи зі ступеня дисоціації всі електроліти діляться на дві групи. Сильні електроліти - електроліти, ступінь дисоціації яких в розчинах дорівнює одиниці (тобто дисоціюють повністю) і не залежить від концентрації розчину. Сюди відносяться переважна більшість солей, лугів, а також деякі кислоти. Слабкі електроліти - ступінь дисоціації менше одиниці (тобто дисоціюють не повністю) і зменшується зі зростанням концентрації. До них відносять воду, ряд кислот, підстави p-, d-, і f-елементів. Між цими двома групами чіткої межі немає, одне і те ж речовина може в одному розчиннику проявляти властивості сильного електроліту, а в іншому - слабкого. Складіть рівняння дисоціації речовин:
Ba (OH) 2 = BaOH + + OH - BaOH = Ba 2 + + OH - NaH 2 PO 4 = Na + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - = H + + HPO 4 2 - HPO 4 2 - = H + + PO 4 3 -
3. Взаємозв'язок водневого та гідроксильного показника
У чистій воді при 25 ° C концентрації іонів водню ([H +]) і гідроксид-іонів [OH -] однакові й становлять 10 -7 моль / л, це безпосередньо випливає з визначення іонного добутку води, що дорівнює [H +] · [OH -] і становить 10 -14 мольІ / ЛІ (при 25 ° C). Коли концентрації обох видів іонів в розчині однакові, кажуть, що розчин має нейтральну реакцію. При додаванні до води кислоти концентрація іонів водню збільшується, а концентрація гідроксид-іонів відповідно зменшується, при додаванні підстави - навпаки, підвищується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню падає. Коли [H +]> [OH -] говорять, що розчин є кислим, а при [OH -]> [H +] - лужним. Для зручності подання, щоб позбутися від негативного показника ступеня, замість концентрацій іонів водню користуються їх десятковим логарифмом, узятим зі зворотним знаком, який власне і є водневим показником - pH):
pH = - lg [H +]
Кілька менше поширення отримала зворотна pH величина - показник основності розчину, pOH, рівна негативному десятковому логарифму концентрації в розчині іонів OH -:
pOH = - lg [OH -]
як в будь-якому водному розчині при 22 ° C [H +] [OH -] = 1,0 Ч10 - 14, очевидно, що при цій температурі:
pOH = 14 - pH
Яка реакція середовища при гідролізі солі, утвореної сильною кислотою і слабкою основою. Наведіть приклад, напишіть рівняння гідролізу. У солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою (FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4) гідролізу піддається катіон:
FeCl 2 + HOH => Fe (OH) Cl + HCl, Fe 2 + + 2Cl - + H + + OH - => FeOH + + 2Cl - + Н +
У результаті гідролізу утвориться слабкий електроліт, іон H і інші іони. рН розчину <7 (розчин набуває кислу реакцію). 4. Механізм буферного дії (на прикладі аміачного буфера)
Механізм дії буферної системи розглянемо на прикладі аміачної буферної системи: NН 4 ОН (NН 3 х Н 2 О) + NН 4 С1. Гідроксид амонію - слабкий електроліт, в розчині частково дисоціює на іони:
NН 4 ОН <=> NН 4 + + ОН -
При додаванні до розчину гідроксиду амонію хлориду амонію, сіль як сильний електроліт практично повністю дисоціює на іони NН 4 С1 → NН 4 + + С1 - і пригнічує дисоціацію підстави, рівновага якого зміщується в бік зворотної реакції. Тому С (NН 4 ОН) ≈ С (підстави); а С (NН 4 +) ≈ С (солі). Якщо в буферному розчині С (NН 4 ОН) = С (NН 4 С1), то рН = 14 - рКосн. = 14 + lg 1,8.10-5 = 9,25. Здатність буферних сумішей підтримувати практично постійне значення рН розчину заснована на тому, що входять до них компоненти зв'язують іони Н + та ОН-, що вводяться в розчин або утворюються в результаті реакції, що протікає в цьому розчині. При додаванні до аміачної буферної суміші сильної кислоти, іони Н + будуть зв'язуватися молекулами аміаку або гідроксиду амонію, а не збільшувати концентрацію іонів Н + і зменшувати рН розчину. При додаванні лугу іони ОН - будуть зв'язувати іони NН 4 +, утворюючи при цьому малодіссоціірованное з'єднання, а не збільшувати рН розчину. Буферне дія припиняється, як тільки одна із складових частин буферного розчину (поєднане підставу або сполучена кислота) повністю витратиться. Для кількісної характеристики здатності буферного розчину протистояти впливу сильних кислот і підстав використовується величина, яка називається буферною ємністю. У міру збільшення концентрації буферного розчину зростає його здатність чинити опір зміні рН при додаванні кислот або лугів. Властивість розчинів зберігати значення рН в певних межах при додаванні невеликих кількостей кислоти або лугу називається буферним дією. Розчини, що володіють буферним дією, називаються буферними сумішами. Для випадку титрування: щавлева кислота і гідроксид калію, зобразите криву титрування, вкажіть випадок титрування, стрибок титрування, точку еквівалентності, використовувані індикатори
 
Стрибок титрування: pH = 4-10. Максимальна помилка у% - менше 0.4. Індикатори - тимолфталеїн, фенолфталеїн. Відновлювач, які елементи періодичної системи елементів можуть бути відновниками і чому? Відновлювач - це речовина, яка в ході реакції віддає електрони, тобто окислюється. Восстановителями можуть бути нейтральні атоми, негативно заряджені іони неметалів, позитивно заряджені іони металів на молодшому окислення, складні іони і молекули, що містять атоми в стані проміжної ступеня окислення. Нейтральні атоми. Типовими відновниками є атоми, на зовнішньому енергетичному рівні яких є від 1 до 3 електронів. До цієї групи відновників відносяться метали, тобто s-, d - і f-елементи. Відновні властивості проявляють і неметали, наприклад водень та вуглець. У хімічних реакціях вони віддають електрони. Сильними відновниками є атоми з малим потенціалом іонізації. До них відносяться атоми елементів двох перших головних підгруп періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва (лужні і лужноземельні метали), а також Аl, Fe і ін У головних підгрупах періодичної системи відновлювальна здатність нейтральних атомів зростає із збільшенням радіуса атомів. Так, наприклад, в ряду Li - Fr більш слабким відновлювачем буде Li, а сильним - Fr, який взагалі є самим сильним відновником з усіх елементів періодичної системи. Негативно заряджені іони неметалів. Негативно заряджені іони утворюються приєднанням до нейтрального атому неметалла одного або декілька електронів: Так, наприклад, нейтральні атоми сірки, йоду, що мають на зовнішніх рівнях 6 і 7 електронів, можуть приєднати відповідно 2 і 1 електрон і перетворитися в негативно заряджені іони. Негативно заряджені іони є сильними відновниками, тому що вони можуть при відповідних умовах віддавати не тільки слабо утримувані надлишкові електрони, але й електрони зі свого зовнішнього рівня. При цьому, чим більш активний неметал як окислювач, тим слабкіше його відновна здатність в стані негативного іона. І навпаки, чим менш активний неметал як окислювач, тим активніше він в стані негативного іона як відновник. Відновлювальна здатність негативно заряджених іонів при однаковій величині заряду зростає зі збільшенням радіуса атома. Тому, наприклад, у групі галогенів іон йоду має більшу відновлювальною здатністю, ніж іони брому і хлору, a фтор - відновних властивостей зовсім не проявляє. Позитивно заряджені іони металів на молодшому окислення. Іони металів на молодшому окислення утворюються з нейтральних атомів в результаті віддачі тільки частини електронів із зовнішньої оболонки. Так, наприклад, атоми олова, хрому, заліза, міді і церію, вступаючи у взаємодію з іншими речовинами, спочатку можуть віддати мінімальне число електронів. Іони металів на молодшому окислення можуть проявляти відновні властивості, якщо у них можливі стану з більш високим ступенем окислення. У рівнянні ОВР розставте коефіцієнти методом електронного балансу. Вкажіть окисник і відновник.
K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O 1 Cr 2 +6 +3 е x 2 Cr 2 +3 окислювач 6 Fe +2 - 1е Fe +3 відновник 2KMnO 4
+ 5H 2 S + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO4 + 5S + 8H 2 O 2 Mn +7 + 5е Mn +2 окислювач 5 S -2 - 2е S 0 відновник 5. Меркурометрія. Роданометрія
Для титриметрического визначення галогенідів застосовують меркурометрію - метод, заснований на утворенні малорозчинних солей з іонами Hg (I). Титрант водний розчин Hg 2 (NO 3) 2. Кінцеву точку титрування встановлюють за зникнення червоного забарвлення при додаванні Fe (SCN) 3 або за освітою синьо-фіолетового осаду з діфенілкарбазоном. Індикатори рекомендується вводити якомога ближче до кінця титрування. Метод дозволяє визначати іони Сl - у присутності. відновників (S 2 -, SO 2 - 3) і окислювачів (МnО 4 -, Сr 2 О 7 -). Меркурометрія дає можливість прямого визначення аніонів в кислому середовищі (0,2-5 М HNO 3), в мутних і забарвлених розчинах, а проте токсичність солей Hg є серйозним недоліком методів. Роданометріческой титрування засноване на осадженні іонів Ag + тіоціанат:
Ag + + SCN - = AgSCN
Для визначення необхідний розчин NH 4 SCN (або KSCN). Визначають Ag + прямим титруванням розчином тіоціанат. Тіоціанатометріческое визначення галогенів виконують за так званим методом Фольгарда: до рідини, що містить С1 -, доливають надлишок титрованного розчину нітрату срібла. Потім залишок AgNO 3 назад оттітровивают розчином тіоціанат і обчислюють результат. Індикатор методу Фольгарда - насичений розчин NH 4 Fe (SO 4) 2 - 12H 2 O. Поки в титруемой рідини є іони Ag +, додаємо аніони SCN - пов'язуються з виділенням осаду AgSCN, але не взаємодіють з іонами Fe 3 +. Однак після точки еквівалентності найменший надлишок NH 4 SCN (або KSCN) викликає утворення криваво-червоних іонів [Fe (SCN)] 2 + і [Fe (SCN) 2] +. Завдяки цьому вдається визначити еквівалентну точку. Присутність кислот не заважає титруванню за методом Фольгарда і навіть сприяє отриманню більш точних результатів, тому що кисле середовище пригнічує гідроліз солі заліза. Метод дозволяє визначати іон С1 - не тільки в лугах, але і в кислотах. Визначенню не заважає присутність Ва 2 +, Рb 2 +, Bi 3 + та деяких інших іонів. Однак якщо в аналізованому розчині є окислювачі або солі ртуті, то застосування методу Фольгарда стає неможливим: окислювачі руйнують іон SCN-, а катіон ртуті обступає його. Лужний досліджуваний розчин нейтралізують перед титруванням азотною кислотою, інакше іони Fe 3 +, що входять до складу індикатора, дадуть осад гідроксиду заліза (III). Напишіть реакцію, дисоціацію комплексу, вираз до нестійкості.
H 2 S + 2 [Ag (NH 3) 2] Cl = Ag 2 S + 2NH 4 Cl + 2NH 3 [Ag (NH 3) 2] Cl = [Ag (NH 3) 2] + + Cl - [Ag (NH 3) 2] + = Ag + + 2NH 3 K нест. = [Ag +] [NH 3] 2 / [[Ag (NH 3) 2] +]
Які частинки можуть бути лігандами? Наведіть приклади. Ліганди - деяке число протилежно заряджених атомів або електронейтральних частинок навколо комплексообразователя. Лігандами можуть бути: іони галогенів, CN -, SCN -, NO 2 -, OH -, SO 4 2 -, CO 3 2 - та ін; нейтральні молекули: H 2 O, NH 3, N 2 H 4, C 2 H 5 N і ін Відповідь на тестові завдання. 1 - У 49 - У 10 - В 57 - А 20 - Б 59 - Б, Г 28 - Б 69 - Б 38 - У 77 - У Рішення задач. Які маси сульфату натрію і води необхідно взяти для приготування 3 кг розчину з масовою часткою 20%. Як приготувати даний розчин?
Дано: | Рішення: | M розчину = 3000 г ω = 20% Знайти: m води -? m Na 2SO4 -?
| ω = m речовини / m розчину x 100% 1) Знаходимо масу натрію сульфату: m = ω xm розчину / 100 m = 20 х 3000/100 = 600 г (натрію сульфату) 2) Знаходимо масу розчинника (води): m = m розчину - m речовини m води = 3000 - 600 = 2400г (води) 3) Переведемо масу розчинника в об'єм: Так як щільність води = 1г/мл, значить ρ = m / V, V = m / ρ V = 2400 / 1 = 2400 мл (води) Відповідь: Щоб приготувати розчин за вищевказаною умові необхідно: зважити на аналітичних вагах 300 г натрію сульфату; кількісно вірно (або без втрат) перенести в колбу потрібного обсягу; додати в колбу відміряних циліндром 2400 мл води; все перемішати.
|
Як приготувати 50 г 0,5% розчину KMnO 4 розбавленням 1,55%, щільністю 1,02 г / мл?
Дано: | Рішення: | m розчину = 50 г ω = 0,5% ω 1 = 1,55% ρ 1 = 1,02 г / мл Знайти: m води -? m MgSO 4 -?
| ω = m речовини / m розчину x 100% 1) Знаходимо масу розчиненої речовини: m = ω xm розчину / 100 m = 0,5 x 50/100 = 0,25 г (калію перманганату) 2) Знаходимо обсяг 1,55% розчину, необхідного для отримання 0,5% розчину: ω = m речовини x 100 / V розчину x ρ V = mx 100 / ω x ρ V = 0,25 х 100 / 1,55 х 1,02 = 15,8 мл 3) Переводимо в грами: ρ = m / V, m = V x ρ m = 15,8 х 1,02 = 16,1 г 4) Знаходимо масу води: m = m розчину - m речовини m = 50 - 16,1 = 33,9 г (води) 5) Переведемо масу розчинника в об'єм: Так як щільність води = 1г/мл, значить ρ = m / V, V = m / ρ V = 33,9 / 1 = 33,9 мл (води) Відповідь: Щоб приготувати розчин за вищевказаною умові необхідно: відміряти 15,8 мл 1,55% розчину калію перманганату; кількісно вірно (або без втрат) перенести в колбу потрібного обсягу; додати в колбу відміряних циліндром 33,9 мл води; все перемішати. |
Як приготувати 250 мл 0,03 N розчину NaNO 2 розбавленням 2 N розчину.
Дано: | Рішення: | V = 250 мл З m
= 0,03 N C n = 2N Знайти: m води -? m NaNO2 -?
| 1) Знаходимо обсяг 2 N розчину для приготування 0,03 N розчину: V 1 / V 2 = N 2 / N 1 250 / x = 2 / 0, 03 X = 250 x 0,03 / 2 = 3,75 мл 2) Знаходимо об'єм води для розведення: 250 мл - 3,75 мл = 246,25 мл Відповідь: Щоб приготувати розчин за вищевказаною умові необхідно: відміряти 3,75 мл 2 N розчину натрію нітриту; кількісно вірно (або без втрат) перенести в колбу потрібного обсягу; додати в колбу відміряних циліндром 246,25 мл води; все перемішати. |
Розрахуйте pOH розчину, якщо-lg [H] = 8 x 10 -4.
Дано: | Рішення: | -Lg [H] = 8 x 10 -4 Знайти: pOH -?
| pOH = 14 - pH pH = - lg [H +] pH = - lg 8 x 10 -4 = 2,09 pOH = 14 - 2,09 = 11,91 Відповідь: pOH розчину 11,91. |
Як зміниться pH ацетатного буфера, що складається з 100 мл 0,01 N розчину CH 3 COOH і 50 мл 0,01 N розчину CH 3 COONa, якщо: 1) до нього прилив 25 мл 0,01 N NaOH; 2) розбавити буфер у 2 рази;
рК (CH 3 COOH) = 4,7
Дано: | Рішення: | C (CH 3 COOH) = 0,01 N C (CH 3 COONa) = 0,01 N pK (CH 3 COOH) = 4,7 V (CH 3 COOH) = 100 мл V (CH 3 COONa) = 50 мл Знайти: pH -?
| 1) Знаходимо pH: К = [NH 4 +] [OH -] / [NH 4 OH] C (CH 3 COOH) = C кислоти C (CH 3 COONa) = С солі [H -] = K + [кислоти] / [солі] pH = 4,7 + lg 0,01 / 0,005 = 4,7 + lg 2 = 4,7 + 0,3 = 5 якщо до цьому розчину долити 25 мл 0,01 N NaOH: pH = 4,7 + lg 0,01 / 0,01 = 4,7 якщо розбавити буфер в 2 рази, то: pH = 4,7 + lg 0,02 / 0,005 = 4,7 + lg 0,005 = 4,7 - 0,6 = 4,1 Відповідь: при додаванні 25 мл, 0, 01N розчину NaOH і розведенні в 2 рази рН даного буфера зменшитися.
|
Список літератури
В.Д. Пономарьов "Аналітична хімія" - М.: Медицина, 1982. К.А. Селезньов "Аналітична хімія" - М. Вища школа. 1966. А.П. Крешков, А.А. Ярославцев "Курс аналітичної хімії" - М. Хімія. 1982. Зубович І.А. Неорганічна хімія: Підручник для технол. спец. вузів. - М.: Вища школа, 1989. Ахметов Н.С. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для вузів. - М.: Вища школа, 1981. Зайцев О.С. Завдання, вправи і питання з хімії - М.: Хімія, 1996
Додати в блог або на сайт
Цей текст може містити помилки.
Медицина | Контрольна робота
44.5кб. | скачати
Схожі роботи:
Біологічна роль сполук містять До Na їх застосування у фармації
Застосування потенціометричного і кулонометрического методів аналізу у фармації та аналітичної хімії
Біологічна роль вуглеводів
Біологічна роль марганцю
Функції ДНК і її біологічна роль
Біологічна роль кальцію в організмі людини і тварин
Біологічна роль вітамінів ліпідів процесів бродіння
Будова властивості та біологічна роль біотину та тіаміну
Біологічна роль марганцю в організмі людини і тварин
| 