Материал: 1_metodichka_po_khimii

дит к существенному снижению его биологической активности, а, следова-

тельно, к серьёзным метаболическим нарушениям. Вот почему значения водородного показателя среды поддерживается в узких рамках.

Надо отметить, что сами значения рН в разных частях организма мо-

гут существенно отличаться. Так, рН желудочного сока составляет 1,5-2,3;

слюны – 6,8; мочи – 5,0-6,5; дуоденального содержимого – 7,6-7,8; крови –

7,36-7,42.

Поддержание оптимального значения реакции среды в различных частях организма достигается благодаря согласованной работе буферных систем и органов выделения.

3.8. Методы определения рН растворов. Индикаторы

pH можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

1. Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко ис-

пользуются кислотно-основные индикаторы - органические вещества-

красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным ин-

дикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый

(метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-

разному окрашенных формах - либо в кислотной, либо в основной. Изме-

нение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотно-

сти, обычно составляющем 1-2 единицы (табл. 3.1). Их преимуществом яв-

ляется дешевизна, быстрота и наглядность исследования.

Этот метод недостаточно точен, требует введения солевых и темпе-

ратурных поправок, дает значительную погрешность при очень малой ми-

нерализации исследуемой воды (менее 30 мг/л) и при определении pH

окрашенных и мутных вод. Метод нельзя применять для сред, содержащих сильные окислители или восстановители. Используется обычно в полевых

81

условиях и для ориентировочных определений.

Табл. 3.1

Изменение цвета кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора

2. Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно ме-

няет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Индикатор изменяет окраску в интервале рН 1,0-10,0 (табл. 3.2).

Табл. 3.2

Изменение цвета универсального индикатора в зависимости от pH раствора

3. Использование специального прибора - pH-метра - позволяет из-

мерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH),

чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH ос-

новывается на измерении милливольтметром ионометром ЭДС гальвани-

ческой цепи, включающей специальный стеклянный электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов H+ в окружающем растворе. Спо-

82

соб отличается удобством и высокой точностью, особенно после калиб-

ровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет из-

мерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко использу-

ется.

Стеклянный электрод представляет собой стеклянную трубку с вы-

дутым на ее конце шариком с очень тонкой стенкой, в которую залита сус-

пензия AgCl в растворе HCl и погружена серебряная проволока. Таким об-

разом, внутри трубки с шариком находится хлорсеребряный электрод. Для измерения pH стеклянный электрод погружают в испытуемый раствор (тем самым не внося в него никаких посторонних веществ). В этот же раствор напрямую или через электролитический ключ погружают электрод сравне-

ния. В полученной системе перенос электронов от хлорсеребрянного элек-

трода к электроду сравнения, происходящий под действием непосред-

ственно измеряемой разности потенциалов, неизбежно сопровождается пе-

реносом эквивалентного количества протонов из внутренней части стек-

лянного электрода в испытуемый раствор. Если считать концентрацию ионов H+ внутри стеклянного электрода постоянной, то измеряемая ЭДС является функцией только активности ионов водорода, т.е. pH исследуемо-

го раствора.

4. Аналитический объёмный метод - кислотно-основное титрование -

также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Рас-

твор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследу-

емому раствору. При их смешивании протекает химическая реакция. Точка эквивалентности - момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, - фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кис-

лотность раствора.

83

3.9.Гетерогенные равновесия. Константа растворимости.

Условия образования и растворения осадков

Согласно теории сильных электролитов, при растворении твердых веществ, кристаллы которых построены из ионов, в раствор переходят не молекулы, а образующие кристаллическую решетку ионы. Поэтому в насыщенном растворе таких соединений равновесие устанавливается меж-

ду перешедшими в раствор ионами и твердой фазой (осадком) растворен-

ного вещества. При этом протекают два взаимно противоположных про-

цесса: переход ионов из осадка в раствор (растворение) и из раствора в осадок (кристаллизация).

Насыщенные растворы труднорастворимых электролитов являются сильно разбавленными. Их ионная сила мала, поэтому можно считать, что коэффициенты активности ионов таких электролитов в растворе равны единице, а сами их активности численно совпадают с молярными концен-

трациями.

В насыщенном растворе малорастворимой соли хлорида серебра между осадком AgCl и находящимися в жидкой фазе ионами Ag+ и Cl–

устанавливается подвижное гетерогенное равновесие: AgCl(т) ↔Ag+(р) + Cl–(р)

Согласно закону действующих масс, количественно оно характери-

зуется константой равновесия:

Kравн. = (c(Ag+(p)) × c(Cl–(p))) / c(AgCl(т))

где – c(Ag+(p)) и c(Cl-(p)) – равновесные молярные концентрации ионов Ag+ и Cl– в насыщенном растворе AgCl; c(AgCl(т)) – концентрация

AgCl в твердой фазе (осадке).

Избавившись от дроби, выражение для Kравн. можно записать следу-

ющим образом:

Kравн. × c(AgCl(т)) = c(Ag+(p)) × c(Cl–(p))

Так как концентрация твердого вещества c(AgCl(т)) есть величина

84

постоянная, то левая часть данного уравнения при неизменных внешних условиях (температуре, давлении) тоже будет являться постоянной вели-

чиной. Произведение этих констант (Kравн. × c(AgCl(т))) называют иначе константой растворимости и обозначают Ks (нижний индекс «s» от англ. solubility – растворимость):

Ks = c(Ag+(p)) × c(Cl–(p))

Условия образования и растворения осадков: АВтв↔А++В-

Осадок образуется тогда, когда произведение концентрации ионов в растворе больше константы растворимости:

[А][В]>Ks

Осадок растворяется, если: [А][В]< Ks

Растворимость трудно растворимых веществ зависит от:

1.Введения в раствор электролита, содержащего одноименный ион с осадком;

2.Присутствия посторонних электролитов (солевой эффект);

3.Присутствия веществ, способных образовывать растворимые ком-

плексы с осадком.

4.ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ И ПРОЦЕССОВ В ФУНКЦИОНИРОВАНИИ ЖИВЫХ СИСТЕМ

4.1. Протолитическая теория кислот и оснований. Протолитические

реакции. Понятия о кислотах и основаниях

В протолитической теории кислот и оснований выделяется особая группа веществ - протолитов, взаимодействие между которыми осуществ-

ляется при передаче протона Н+ (от одного к другому).

Вещества, которые отдают протон, являются кислотами, а вещества,

которые протон присоединяют - основаниями.

85