ВУЗ: Ростовский Государственный Медицинский Университет
Категория: Учебное пособие
Дисциплина: Химия
Добавлен: 17.02.2019
Просмотров: 9986
Скачиваний: 53
81
дит к существенному снижению его биологической активности, а, следова-
тельно, к серьѐзным 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 путѐм, проведением ки-
слотно-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 своѐм 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 ок-
рашенных и мутных вод. Метод нельзя применять для сред, содержащих
сильные окислители или восстановители. Используется обычно в полевых
82
условиях и для ориентировочных определений.
Табл. 3.1
Изменение цвета кислотно-основных индикаторов
в зависимости от pH раствора
Название
Цвет индикатора в среде
Кислая [H+] >
[OH-]
рН < 7
Нейтральная
[H+] = [OH-]
рН = 7
Щелочная [OH-]
> [H+]
рН > 7
Лакмус
красный
фиолетовый
синий
Фенолфталеин
бесцветный
бесцветный
малиновый
Метилоранж
розовый
оранжевый
желтый
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 жѐлтый, зелѐный, 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
рН
Окраска
рН
Окраска
1,0
красно-фиолетовая
6,0
зеленовато-желтая
2,0
розово-оранжевая
7,0
желто-зеленая
3,0
оранжевая
8,0
зеленая
4,0
желто-оранжевая
9,0
сине-зеленая
5,0
желтая
10,0
серовато-синяя
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-
83
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 непосредст-
венно измеряемой разности потенциалов, неизбежно сопровождается пе-
реносом эквивалентного количества протонов из внутренней части стек-
лянного электрода в испытуемый раствор. Если считать концентрацию ио-
нов H
+
внутри стеклянного электрода постоянной, то измеряемая ЭДС яв-
ляется функцией только активности ионов водорода, т.е. pH исследуемого
раствора.
4. Аналитический объѐмный метод - кислотно-основное титрование -
также даѐт точные результаты определения кислотности растворов. Рас-
твор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к иссле-
дуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакция.
Точка эквивалентности - момент, когда титранта точно хватает, чтобы
полностью завершить реакцию, - фиксируется с помощью индикатора. Да-
лее, зная концентрацию и объѐм добавленного раствора титранта, вычис-
ляется кислотность раствора.
84
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 на-
сыщенном растворе таких соединений равновесие устанавливается между
перешедшими в раствор ионами и твердой фазой (осадком) растворенного
вещества. При этом протекают два взаимно противоположных процесса:
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 ме-
жду осадком AgCl и находящимися в жидкой фазе ионами Ag
+
и Cl
–
уста-
навливается подвижное гетерогенное равновесие:
AgCl(т) ↔Ag
+
(р) + Cl
–
(р)
Согласно закону действующих масс, количественно оно характери-
зуется константой равновесия:
K
равн
. = (c(Ag
+
(p)) × c(Cl
–
(p))) / c(AgCl(т))
где – c(Ag
+
(p)) и c(Cl
-
(p)) – равновесные молярные концентрации ио-
нов Ag
+
и Cl
–
в насыщенном растворе AgCl; c(AgCl(т)) – концентрация
AgCl в твердой фазе (осадке).
Избавившись от дроби, выражение для K
равн
. можно записать сле-
дующим образом:
K
равн
. × c(AgCl(т)) = c(Ag
+
(p)) × c(Cl
–
(p))
Так как концентрация твердого вещества c(AgCl(т)) есть величина
85
постоянная, то левая часть данного уравнения при неизменных внешних
условиях (температуре, давлении) тоже будет являться постоянной вели-
чиной. Произведение этих констант (K
равн
. × 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:
АВ
тв
↔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.