Татьяна Лобаева, Дмитрий Жданов
Химия для студентов-медиков: общая, физическая и коллоидная химия. Практикум-рабочая тетрадь

Утверждено Методическим советом Медицинского университета МГИМО-МЕД

Рецензенты:

Чистяков М. В. – кандидат физико-математических наук, доцент кафедры нормальной физиологии и медицинской физики, «Научно-образовательный институт «Высшая школа клинической медицины им. Н. А. Семашко», ФГБОУ ВО МГМСУ им. А. И. Евдокимова Минздрава России

Нестерова О. В. – доктор фармацевтических наук, заведующая кафедрой химии образовательного департамента Института фармации им. А. П. Нелюбина Сеченовского университета, заслуженный работник здравоохранения.

Предисловие к изданию

Целью освоения дисциплины «Общая, физическая и коллоидная химия» является формирование необходимых как для обучения последующим учебным дисциплинам, так и для непосредственного формирования медика, системных знаний о физико-химической сущности и механизмах процессов, происходящих в организме человека; изучение закономерностей химического поведения основных биологически важных классов неорганических и органических соединений, необходимых для рассмотрения процессов, протекающих в живом организме на молекулярном, надмолекулярном и клеточном уровнях.

Пособие «Химия для студентов-медиков: общая, физическая и коллоидная химия. Практикум-рабочая тетрадь» составлено авторами на основе многолетнего педагогического опыта в ведущих медицинских ВУЗах РФ в соответствии с ФГОС и рассчитано для использования в учебном процессе по направлению подготовки 31.05.01 Лечебное дело (специалитет), а также для студентов других медицинских специальностей: 33.05.01. Фармация (специалитет), 31.05.03 Стоматология (специалитет).

Сборник включает краткое теоретические введение, методики лабораторных работ и разноплановый комплект учебно-методических материалов по 3 основным разделам курса химии для студентов-медиков:

• Введение в химию. Основные понятия и законы химии.

• Общая химия. Физическая химия

• Коллоидная химия

Темы заданий и задач данного пособия соответствуют одному семестру изучения общей, физической и коллоидной химии для студентов специальности «Лечебное дело» и других медицинских специальностей.

Пособие адресовано студентам-медикам, аспирантам, стажерам и преподавателям для текущего использования в учебном процессе, а также для аттестации студентов.

КОЛЛЕКТИВ АВТОРОВ

Лобаева Татьяна Александровна – кандидат биологических наук (специальность «Фармацевтическая химия, фармакогнозия»), доцент по специальности «Биохимия», преподаватель кафедры фундаментальных дисциплин Медицинского университета МГИМО-МЕД.

Автор свыше 80 учебно-методических и научных работ по фармацевтической и токсикологической химии, молекулярной биологии, биохимии, педагогике.

Жданов Дмитрий Дмитриевич – доктор биологических наук, заведующий лабораторией медицинской биотехнологии ИБМХ им. В. Н. Ореховича, доцент по специальности «биохимия», профессор кафедры биохимии им. акад. Берёзова Т. Т. МИ РУДН.

Автор свыше 100 научных и учебно-методических работ по молекулярной биологии, биохимии, медицине.

Раздел 1. Введение в химию. Основные понятия и законы химии

1.1. Введение в химию. Основные понятия и законы химии. Классификация химических соединений. Строение атома. Химическая связь

Часть 1. Теоретическое введение

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Химические свойства атома определяются его строением.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами, которые определяютя её составом и химическим строением мощью химических формул, в которых атомы обозначаются символами химических элементов, а их количество подстрочными индексами.

Атомная масса (Аr) – относительная масса атома элемента, показывающая во сколько раз данный атом тяжелее 1/12 атома углерода, т.е. выраженная в дальтонах.

Молекулярная масса (Mr) – относительная масса молекулы вещества, выраженная в дальтонах. Молекулярная масса вещества равна сумме масс всех атомов, образующих молекулу или частицу.

Величиной, характеризующей число структурных единиц, является количество вещества. За единицу измерения количества вещества принят моль.

Моль – количество вещества n (либо ν (ню), содержащее столько структурных единиц, сколько содержится в 12 г изотопа ₁₂С.

Молярная масса (M) – масса 1 моля вещества в граммах, равная отношению массы вещества (m) к соответствующему количеству вещества (n):

М = m/n

M численно равна молекулярной массе Mr.

NА – число Авогадро, которое соответствует числу структурных единиц в одном моле любого вещества. NА = 6,022 · 10²³ 1/моль.

Масса вещества (m), его количество и молярная масса между собой связаны соотношением:

m = n·М

Молярный объём газа (VM )

– объём, который занимает 1 моль газообразного вещества при данных условиях.

– это объем 1 моля газа, равный отношению объема газа (V) к количеству вещества (n).

При нормальных условиях (н.у.), т.е. при температуре 20 ◦ С и давлении 1 атм. (101,3 кПа), молярный объём газа (Vm) составляет 22,4 л/моль. При вычислении молярного объёма газа в других условиях используют уравнение состояния идеального газа:

P·V = n·R·T

(P – давление, V – объём газа, n – количество газа, Т – абсолютная температура,

R – универсальная газовая постоянная, значение которой 8,31 Дж/моль·K = 0,082057 л·атм·К⁻¹·моль⁻¹)

Эквивалент – реальная или условная часть формульной единицы (атома, молекулы или иона), принимающая участие в образовании одной химической связи при протекании химической реакции.

Под «реальной» частицей понимают реально существующие соединения (NaOH, H₂SO₄, H₂O и др.), под «условной» частицей – доли этих реальных частиц 1/2 H₂SO₄). Например, в реакции NaOH + HCl = NaCl + H₂O эквивалентом гидроксида натрия будет катион Na⁺ потому что при обмене он заменяется на катион водорода. То есть он эквивален H⁺.

Числo эквивалентности Z показывает, сколько эквивалентов вещества содержится в одной формульной единице. Значение Z зависит от химической реакции, в которой вещество принимает участие.

Наряду с числом эквивалентности часто используют понятие фактора эквивалентности f, представляющего собой долю формульной единицы, соответствующую эквиваленту f =1/Z.

Пример:

H₂SO₄+ 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Z (H₂SO₄) = 2

Z (NaOH) = 1

В данной реакции одна молекула серной кислоты, отщепляя 2 катиона водорода, расходует две химических связи на образование средней соли Na₂SO₄, т.е. 1 молекула серной кислоты содержит 2 эквивалента. Число эквивалентности Z = 2, а эквивалентом серной кислоты является ½ молекулы, т.е. фактор эквивалентности f = ½.

H₂SO₄+ NaOH = NaHSO₄ + H₂O

Z (H₂SO₄) = 1

Z (NaOH) = 1

При образовании кислой соли NaНSO₄ в молекуле серной кислоты замещается на натрий только один атом водорода, поэтому в данной реакции эквивалентом серной кислоты является вся молекула.

Примечание:

А) В химических реакциях обменного типа число эквивалентности считают равным количеству моль Н+ или ОН¯ ионов, которые отщепляются или присоединяются 1 молем вещества.

В) В окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) число эквивалентности рассчитывается по отношению к количеству отданных или принятых частицей электронов. Количество эквивалентов вещества νЭ прямо пропорционально произведению количества моль вещества и числа эквивалентности: νЭ = Z · ν

Молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) МЭ равна массе одного моль эквивалента вещества. [MЭ]= 1 г/моль

Молярная масса эквивалента МЭ (размерность г/моль)– равна массе вещества, эквивалентной 1 молю водорода или 1 молю электронов в химической реакции. Численно равна эквиваленту вещества. МЭ равна молярной массе вещества, умноженной на фактор эквивалентности:

М(1/z X) = M(X) • fэкв (X) = M(X) / z

Основные законы химии:

1. Закон сохранения массы (Михаил Васильевич Ломоносов, 1756 и Антуан Лоран Лавуазье, 1778)

Масса исходных веществ, вступивших в реакцию, равна массе получившихся веществ.

2. Закон эквивалентов (И. В. Рихтер, 1792 и У. Х. Волластон, 1807)

Отношение масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равно отношению их химических эквивалентов

3. Закон постоянства состава (Жозеф Луи Пруст, 1799г.).

Состав индивидуального химического соединения постоянен и не зависит от способа получения этого соединения.

4. Закон простых кратных отношений. (Джон Дальтон, 1803г.). Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то на одну и ту же массу одного элемента приходятся такие массы другого, которые относятся друг к другу, как небольшие целые числа.

5. Закон простых объёмных отношений (Жозеф Луи Гей Люссак, 1808).

Объёмы реагирующих газов относятся друг к другу и к объёмам газообразных продуктов как небольшие целые числа.

6. Закон Авогадро (Амедео Авогадро, 1810г.; Канниццаро, 1860г.).

В равных объёмах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

ЗАДАНИЕ 1

Как проанализировать образец воды и убедиться, что она чистая или содержит примеси?

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 2. Приведите по 2 примера веществ, являющихся при 20 градусах Цельсия: а) газами б) жидкостями в) твердыми

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 3. Приведите примеры смесей: а) двух газов, б) 2 жидкостей в) твердого и жидкого вещества г) газа и жидкости

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 4. Как очистить кукурузную крупу от соли и соевое масло от воды?

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 5. В чем сходство и различие очистки веществ фильтрованием и отстаиванием?

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 6. В чем заключается очистка веществ перегонкой? Какое оборудование необходимо иметь в лаборатории для проведения перегонки?

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 7. Что называют экстракцией? Какое оборудование необходимо иметь в лаборатории для проведения экстракции?

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 8. Назовите 5 любых веществ и область их применения. Какие из них используются в медицине?

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 9. Приведите 3 примера, как чистое вещество превращается в смесь. Какие смеси используются в медицине?

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 10. Будет ли смешиваться с водой (образовывать однородную жидкость, растворяться): а) спирт б) ацетат натрия (соль) в) бензин г) подсолнечное масло д) серная кислота

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

ЗАДАНИЕ 11. Напишите формулы 3 веществ, относительные молекулярные массы которых кратны а) 3 б) 4

ЗАДАНИЕ 12. Определите валентность центрального атома в соединениях: а) азотистая кислота б) фосфорная кислота в) перманганат калия г) хромат калия д) карбонат натрия

ЗАДАНИЕ 13. В каком из оксидов марганца самая высокая массовая доля кислорода : MnO, Mn₂O₃, MnO₂, Mn₃O₄, Mn₂O7 Ответ подтвердите расчетом.

ЗАДАНИЕ 14. В каких соединениях CuS, FeS₂, SO₂, SO₃, CS₂ – массовые доли серы составляют 33%; 3%; 40%; 50%; 53%; 84,2%?

ЗАДАНИЕ 15. Какого металла больше по массе в медном колчедане CuFeS₂ (меди или железа)?

Определите формулу химического соединения по данным элементного анализа:

А) w (H)= 1,46% ; w (Cl) =51,82%; w(O)= 46,72% (Ответ: HClO₂)

Б) w(K)= 39,7%; w(Mn)=27,9%; w(O)=32,4% (Ответ: K₂MnO4)

ЗАДАНИЕ 16. С какой массой преципитата CaHPO₄ в почву будет внесено столько же фосфора, сколько его вносится с 620 кг фосфорита Ca₃(PO₄)2 (Ответ: 544 кг)

ЗАДАНИЕ 17. Гормон инсулин имеет Mr = 5734. Вычислите массу одной молекулы инсулина в граммах.

ЗАДАНИЕ 18. Масса молекулы хлорофилла равна 1,485 ·10 ⁻¹⁸ мг. Вычислите молярную массу хлорофилла.

ЗАДАНИЕ 19. Как называют силы, удерживающие атомы в химических соединениях? Какова природа сил химической связи?

ЗАДАНИЕ 20. Для соединений каких классов веществ характерна ионная связь?

ЗАДАНИЕ 21. Какое строение – молекулярное или ионное – имеют вещества с ковалентной связью?

ЗАДАНИЕ 22. Определите тип химической связи в следующих соединениях:

H₂, KCl, NH₃, CaBr₂, CH₄, N₂, NCl₃, LiOH, SF₆.

ЗАДАНИЕ 23. Укажите виды химических связей в следующих веществах и их смесях (сплавах):

латунь (сплав меди и цинка), хлор, вода, фтороводород, графит (углерод), метан, серная кислота, углекислый газ.

ЗАДАНИЕ 24. Как изменится длина химический связи водород-галоген в ряду: H-Cl, H-Br, H-I?

ЗАДАНИЕ 25. На основании физических характеристик определите, какое строение имеет вещество – ионное или молекулярное:

t пл = 2800 ´C (MgO)

t кип = 84´C, резкий запах (HNO₃)

t пл = 801 ´C (NaCl)

t кип = – 84,8´C, резкий запах (HCl)

t кип = – 252,6´C (H₂)

ЗАДАНИЕ 26. Напишите структурные (графические) формулы веществ:

HCl, H₂S, PCl₃, CF₄, N₂O₃

ЗАДАНИЕ 27. Карбиды CaC₂, Al₄C₃ и нитриды Mg₃N₂, AlN – это вещества с ионной связью. Определите в каком из них наибольшая массовая доля металла, рассчитайте ее значение.

ЗАДАНИЕ 28. У атомов каких химических элементов электроотрицательность выше: лития или углерода, брома или азота, серы или хлора?

ЗАДАНИЕ 29. К атомам каких элементов смещены общие электронные пары в молекулах: HI, CO, N₂H₄, SiCl4?

ЗАДАНИЕ 30. Назовите 4 типа кристаллических решеток (КР), различающихся характером частиц в узлах?

Сгруппируйте по типам кристаллических решеток (КР) следующие вещества: O₂, C, CaC₂, Si, Pb, CuO, H₂O, CO₂, Al.

Часть 2. Практическая работа
«Агрегатные состояния вещества. Кристаллические решётки»

1. К твёрдым углеводородам неорганического происхождения, обладающих структурой ионных кристаллов относят шунгит и керит (фиброкерит). Опишите их структуру и ответьте на вопрос, можно ли эти вещества отнести к предбиологическим системам.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

2. Биологические кристаллы построены из биологических макромолекул – белков, нуклеиновых кислот или вирусных частиц. Вследствие больших размеров биологических макромолекул, содержащих 103–10⁴ атомов, биологические кристаллы имеют очень большие (по сравнению с обычными кристаллами) периоды кристаллической решётки (50–200 Å), а у вирусов они достигают 1000Å и более. Биологические кристаллы образуются иногда в живых организмах – in vivo, однако главным методом их получения является кристаллизация выделенных из живых организмов и тщательно очищенных белков и других биологических макромолекул.

Проанализируйте электронно-микроскопические фотографии упаковки молекул в кристаллах белков каталазы, вируса некроза табака и кристаллов белка из микроорганизмов Bacillus thwingiensis. Какие особенности вы можете заметить в них (см. рис.)?

3. Заполните таблицу «Кристаллические образования, присутствующие в различных тканях». Опишите структуру решетки неорганических кристаллов костной ткани.

Обсуждение и комментарии:

_____________________________________

_____________________________________

4. Гидроксиапатит (гидроксилапатит) – основной кристалл минерализованных тканей; составляет 95–97% в эмали зуба, 70–75% в дентине и 60–70% в костной ткани. Зарисуйте простанственную структуру кристалла гидроксиапатита Ca₁₀(PO₄)₆(OH)2, учитывая, что гидроксильные группы расположены вдоль гексагональной оси, тогда как фосфатные группы, имеющие наибольшие размеры по сравнению с ионами кальция и гидроксилами, распределяются как равнобедренные треугольники вокруг гексагональной оси.

Решение:

5. Скелет одноклеточных радиолярий и многоклеточных губок образован «органоминеральным» кристаллическим веществом, состоящим на 20–30 процентов из органических соединений, а в остальном из минерального кристалла. В индивидуальном развитии такого организма идет процесс минерализации – замещения биомолекул минералом, причем законы кристаллографии и биохимии здесь тесно переплетены.

Предположите химический состав скелета радиолярий.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

6. В организме человека, в лекарственных препаратах большинство d – элементов образуют комплексные соединения: Fe – гемоглобин, Zn – ферменты карбоангидраза и алкогольдегидрогеназа, Cu – цитохромоксидаза, Mn – пируваткарбоксилаза, Mg – хлорофилл, Co – витамин В₁₂.

Опишите, по какому принципу построены эти вещества.

Обсуждение и комментарии:

_____________________________________

_____________________________________

7. Соединения железа используют при лечении железодефицитных анемий (фероцены), цинка – в дерматологии, хелатные комплексы (комплексоны) используют как антиоксиданты и антидоты для звязывания тяжелых металлов при отравлениях.

Среди комплексонов наиболее распространены соли этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА), прежде всего этилендиаминтетраацетат натрия. Опишите антидоты – комплексоны (комплексообразователи), которые образуют прочные комплексные соединения с токсичными катионами Hg, Co, Cd, Pb . Каков механизм их действия?

Обсуждение и комментарии:

_____________________________________

_____________________________________

Часть 3. Лабораторная работа
«Определение физических свойств химических веществ»

Перечень образцов для анализа:

Ментол, салициловая кислота, сульфосалициловая кислота, глицин, сахароза, нитрат кобальта, медный купорос, железный купорос

ПРОТОКОЛ ОФОРМЛЕНИЯ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ

Дата ______________________

Номер образца_____________

Физические характеристики и физические константы образца:

Физико-химические характеристики:

Микрокристаллоскопия

(рассмотреть кристаллы под микроскопом, нарисовать рисунок)

Выводы: _____________________________________

Часть 4. Домашнее задание

1. Продумайте план анализа неизвестного химического вещества. Составьте предполагаемый план анализа

Физические характеристики:

1. Цвет

2. Запах

3. Характер кристаллов (для тв. веществ)

Физические константы (Tпл., Ткип., плотность и др.)

Способность растворяться:

– в воде

– в спирте

– в неполярных органических растворителях

Химическая природа вещества (неорганическое/ органическое)

Тест на обугливание

Химические свойства

Количественный анализ

Выводы:

2. Составьте план анализа для таких веществ как хлорид натрия, сульфат магния, ментол, аскорбиновая кислота, ацетилсалициловая кислота

3. Перечень вопросов для самостоятельной проработки:

1. Что является предметом изучения химии?

2. Сформулируйте основные стехиометрические законы.

3. Дайте определения понятиям: химический элемент, атом, молекула, эквивалент.

4. В каких единицах измеряется атомная масса? Сколько граммов в 1 а.е.м.?

5. В каких единицах измеряется количество вещества? Приведите значение числа Авогадро. В чём его физический смысл?

6. Как вычисляют молекулярную массу? Что такое молярная масса и молярная масса эквивалента (эквивалентная масса)?

7. Что такое молярный объём газа? Какой объём занимает 1 моль газа при н.у.?

8. Вычислите молярную массу веществ: CaCO₃, CH₃COOH, H₂C₂O₄·2H₂O. Последняя формула соответствует кристаллогидрату щавелевой кислоты, в котором на одну молекулу кислоты приходится две молекулы воды.

9. Как масса вещества связана с его количеством? Сколько моль вещества содержится в 53 г H₂CO₃, 180 г H₂O, 56 л N₂ при н.у.?

10. Вспомните формулы для расчёта молярной массы эквивалента веществ. Вычислите эквивалентные массы веществ: H₃ВO₃, Ba(OH)₂, CuSO₄

11. С какой массой калиевой селитры KNO₃ в почву будет внесено столько же азота, сколько его вносится с 396 кг (NH₄)₂SO4 (Ответ: 606 кг)

12. Рассчитайте эквивалентную массу серной кислоты, гидроксида кальция и сульфата алюминия.

13. Определите эквивалент и эквивалентную массу фосфорной кислоты в реакции с гидроксидом кальция, в которой в качестве продукта присутствует кислая соль – гидрофосфат кальция.

14. Определите эквивалент и эквивалентную массу гидроксида висмута в реакции, продуктом которой является средняя соль – хлорид висмута.

15. Что является эквивалентом лития, бериллия, бора и углерода в их гидридах.

16. Определите эквивалентную массу различных оксидов хрома.

1.2. Химические реакции. Принципы качественного и количественного анализа веществ

Часть 1. Теоретическое введение

1.1. Теория химического строения веществ

Главная роль в создании, обосновании и подтверждении теории химического строения принадлежит русскому химику Александру Михайловичу Бутлерову (1861г.), хотя кроме него элементы этой теории начали разрабатывать А. Купер в Англии и А. Кекуле в Германии.

Основные положения теории химического строения А. М.Бутлерова:

• Молекулы имеют определенное химическое строение, под которым подразумевают порядок связей атомов в молекуле.

• Свойства молекулы определяются её химическим строением и природой образующих её атомов.

• Изучая химические превращения вещества, можно установить его химическое строение.

Электронная теория химической связи сформировалась только в 20-х годах XX века. Квантовая химия описывает химическую связь как результат электростатического взаимодействия между валентными электронами и положительно заряженными ядрами взаимодействующих атомов. Это взаимодействие обязательно должно приводить к уменьшению общей энергии системы, т.е. должно быть энергетически выгодно.

Ионная связь образуется за счёт электростатического притяжения разнозаряженных ионов, образующихся при полном смещении общей электронной плотности к более электроотрицательному атому. Такая химическая связь возникает между элементами резко отличающимися по электроотрицательности (более 1,5 по шкале Полинга), например, между элементами IА и VIIА подгрупп.

Ковалентная химическая связь образуется за счёт формирования общей (связывающей) электронной пары между взаимодействующими атомами. Например, в молекуле водорода одна связывающая электронная пара Н : Н. Такую связь называют одинарной. Возникновение кратной связи (двойной или тройной) равносильно образованию двух или трёх общих электронных пар.

Неполярная ковалентная связь образуется в простых веществах молекулярного или кристаллического строения между атомами одного элемента. В этом случае общая электронная плотность находится строго симметрично относительно связанных атомов. Поэтому поляризация атомов в молекулах или кристаллах простых веществ отсутствует.

Полярная ковалентная связь образуется в сложных веществах между разными по электроотрицательности атомами. При образовании полярной ковалентной связи общая электронная плотность смещается к более электроотрицательному атому. Это равносильно возникновению у атомов частичных электрических зарядов.

Металлическая химическая связь образуется за счёт обобществления валентных электронов атомов, образующих кристаллическую решетку – это многоцентровая химическая связь с дефицитом электронов. По своей природе она похожа на ковалентную неполярную или слабо полярную связь, но в отличие от неё является ненаправленной. Металлическая связь встречается в кристаллах металлов и металлоподобных веществ.

Степень окисления – это условный заряд атома, показывающий количество отданных или принятых им электронов, при образовании ионных связей в молекуле или ионе. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю. Высшая степень окисления атома для элементов главных подгрупп периодической системы совпадает с номером группы. Низшая (отрицательная) степень окисления возникает у наиболее электроотрицательных атомов в молекуле при присоединении электронов. Её можно вычислить, если из восьми вычесть номер группы, в которой расположен элемент.

Примеры степеней окисления элементов:

Основные характеристики химической связи – прочность, длина, полярность, устойчивость.

При образовании химической связи энергия выделяется, при ее разрыве – поглощается. Энергия, необходимая для того чтобы разъединить атомы и удалить их друг от друга на расстояние, на котором они не взаимодействуют, называется энергией связи. Важными характеристиками химической связи являются также ее длина и кратность.

Длина связи определяется расстоянием между ядрами связанных атомов в молекуле. Как правило, длина химической связи меньше, чем сумма радиусов атомов, за счет перекрывания электронных облаков.

Кратность связи определяется количеством электронных пар, связывающих два атома.

Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность и поляризуемость.

• Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 3 до 80.

• Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами.

• Поляризуемость рассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной (чисто ковалентной) или полярной.

1.2. Стехиометрия

Стехиометрия – раздел химии, устанавливающий правила расчета по химическим формулам веществ, уравнениям химических реакций, правила вычислений при приготовлении, разбавлении и смешении растворов, правила обработки результатов количественного химического анализа.

Каждое вещество имеет строго определенный элементный состав, который отражает его структурная единица. Для веществ молекулярной природы (газы, жидкости, молекулярные кристаллы) в качестве структурной единицы выступает реальная частица – молекула. Для простых веществ с атомной структурой (металлы, алмаз, графит и др.) структурной единицей является атом.

Для сложных кристаллических веществ, имеющих ионную решетку (соли, основания) или решетку с ковалентными полярными связями (например, кремнезем SiO₂), структурной единицей является условная формульная единица, в которой индексы у символов химических элементов отражают соотношение их количеств в кристалле.

Образец любого вещества можно охарактеризовать с помощью трех физических величин – массы m, объема V и количества вещества n.

Количество вещества – это число структурных единиц, составляющих данный образец веществf. Единицей измерения количества вещества является моль – это порция вещества, содержащая столько структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ₁₂С. Последняя величина называется постоянной Авогадро NА (NА = 6,022 · 10²³ моль⁻¹).

Любые газы при одинаковых условиях (фиксированы температура и давление) имеют одинаковый молярный объем ( Vm = 22,4 дм3 /моль = 22,4 л /моль)

Химическая формула отражает качественный и количественный состав структурной единицы простого или сложного вещества.

Расчеты по схемам химических реакций:

Масса вступивших в реакцию реагентов равна массе образовавшихся продуктов. Таким образом, все вычисления по схеме реакции основаны на составлении уравнений материального баланса по количеству вещества или массе каждого элемента с последующим использованием соотношений, связывающих количество данных атомов с количеством вещества реагентов и продуктов реакции, в составе которых они находятся.

Расчеты по уравнениям химических реакций:

С помощью стехиометрических коэффициентов схема химической реакции переходит в ее уравнение, которое в явном виде отражает закон сохранения количества атомов каждого вида при переходе от исходных веществ (реагентов) к продуктам реакции. Стехиометрические коэффициенты позволяют установить связь между количествами участвующих в реакции веществ на основе следующего правила: коэффициенты в химическом уравнении задают молярные пропорции (отношения), в которых вступают в реакцию исходные вещества (реагенты) и образуются продукты реакции.

Пример: реакция синтеза аммиака: 3H₂ + N₂ = 2NH₃

n (H2 ): n (N2 ): n (NH3 ) = 3:1: 2,

Отсюда n (NH3 ) = 2/3 n (H2 ) или n (NH3 ) = 1/2 n (N2 )

Газовые законы:

В основе расчета количества вещества, плотности и молярной концентрации газообразных веществ и их смесей при заданных давлении Р и температуре Т лежит уравнение Менделеева – Клапейрона (уравнение состояния идеального газа):

РV = nRT, которое можно представить в других формах:

Р = (n/V)/ RT = сRT или РV = m/M = RT,

где m – масса; М – молярная масса; с – молярная концентрация газа при данных Р и Т, где размерность физических величин зависит от выбранной системы единиц.

Справочно: 1 атм = 760 мм рт.ст. = 101325 Па = 101,325 кПа и Т [K] = 273 + t °C.

R= 8,314 Дж / (моль ˑ К), или 0,082 (л ˑ атм)/ (моль ˑ К)

Следствия из уравнения Менделеева – Клапейрона:

а) Закон Авогадро: при одинаковых условиях (Р, Т – фиксированы) равные объемы газов содержат одинаковое число молекул: если для двух газов V1 = V2, то n1 = n2, и наоборот.

б) Молярные объемы Vm любых газов при одинаковых условиях одинаковы, то есть при n = 1 моль, получаем Vm = RT/P

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ:

1. Рассчитайте количество, массовые доли и массы химических элементов в 3,42 г сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃ .

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

2. В какой массе меди содержится 10,0 г электронов? (Аr(е) = 0,0005486). (Ответ: 39942,4 г.)

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

3. Содержание кремния и кислорода в земной коре составляет 27,6 % и 47,2 % по массе. Каких атомов, кремния или кислорода, больше в земной коре и во сколько раз? Какая доля кислорода связана с кремнием в виде оксида? (Ответ: соотношение 1: 3.)

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

4. Запишите химические формулы минералов через условные формулы составляющих их оксидов: тальк – Mg₃H₂Si₄O₁₂ (например, 3MgO·4SiO₂·H₂O); мусковит – K₂H₄Al₆Si₆O₂₄; нефелин – Na₂Al₂Si₂O₈; берилл – Be₃Al₂Si₆O₁₈.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

5. В асбесте содержатся элементы (по массе): 9,6 % Са; 17,3 % Mg; 26,9 % Si, остальное – кислород. Определите формулу минерала и запишите ее через формулы составляющих его оксидов.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

6. Минерал изумруд содержит по массе: 5 % Be; 10 % Al; 31 % Si и 54 % О, а также примесь хрома (III), придающую ему зеленую окраску. Определите формулу минерала и запишите ее через формулы составляющих его оксидов.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

7. При взаимодействии 7,1 г оксида фосфора(V) с избытком раствора гидроксида натрия получили 164 г раствора средней соли. Вычислите массовую долю соли в полученном растворе.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

8. При взаимодействии избытка карбоната магния со 146 г раствора хлороводорода было получено 2,24 л углекислого газа (н.у.). Вычислите массовую долю хлороводорода в исходном растворе.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

9. После пропускания 4,4 г углекислого газа через 320 г раствора гидроксида калия получили раствор средней соли. Вычислите массовую долю щёлочи в исходном растворе.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

10. К раствору хлорида железа(II) с массовой долей 5% добавили избыток раствора гидроксида натрия. В результате реакции образовался осадок массой 4,5г. Определите массу исходного раствора соли.

Решение:

_____________________________________

_____________________________________

11. Через 80 г раствора гидроксида натрия с массовой долей растворённого вещества 10% пропустили углекислый газ до образования карбоната натрия. Вычислите объём (н.у.), затраченного на реакцию газа.

12. Определите объём (н.у.) аммиака, который полностью прореагировал с раствором азотной кислоты массой 25,2 г и массовой долей кислоты 20%.

13. К 80 г раствора хлорида бария с массовой долей растворённого вещества 6,5% добавили избыток раствора серной кислоты. Вычислите массу выпавшего осадка.

14. В 73 г соляной кислоты с массовой долей HCl 5% поместили избыток цинка. Вычислите объём выделившегося газа (н.у.).

15. При анализе руды, содержащей халькозин Cu₂S, установлено, что в 5,0 г ее содержится 2,7 г меди. Определите массовую долю примесей в руде. ( Ответ: 32,4 %.)

16. Определите массовую долю карбоната кальция в образце природного мрамора, если при термическом разложении его навески 7,85 г выделилось 1,52 л углекислого газа (н.у.). (Ответ: 86,6 %.)

17. Газ, образующийся при термическом разложении 44 г минерала, содержащего малахит (CuOH)₂CO₃ и примесь CuO, был поглощен известковой водой, образовавшийся осадок отделили и прокалили до полного разложения, при этом масса твердого остатка составила 8,4 г. Определите массовую долю примеси в минерале. (Ответ: 25 %.)

18. Массовая доля бурого железняка 2Fe₂O₃ . 3H₂O в руде составляет 85 %. Определите массу руды, необходимую для получения 1 т железа, если степень его извлечения из руды 95 %. (Ответ: 2,07 т.)

19. При обжиге 10 т смеси пирита FeS2 и халькопирита СuFeS2 образовалось 3468 м3 газа (н.у.). Определите массовую долю меди в смеси. (Ответ: 7,1 %.)

20. Газообразные продукты полного термического разложения 97,2 г образца, состоящего из смеси минералов доломита CaCO₃·MgCO₃ и магнезита MgCO₃, поглощают известковой водой, и при этом образуется 55,0 г карбоната и 44,6 г гидрокарбоната кальция. Определите массовые доли минералов в образце. (Ответ: доломит 56,8 %.)

21. При горении 3,84 г органического вещества было получено 2,12 г карбоната натрия, 2,24 л углекислого газа (н.у.) и 1,8 г воды. Установите формулу исходного вещества. (Ответ: пропионат натрия.)

22. При прокаливании 25,4 г смеси гидроксидов меди и алюминия масса образца уменьшилась на 28,35 %. Определить количества и массы веществ в исходной смеси. (Ответ: 0,1 моль; 0,2 моль.)

23. Смесь хлоридов натрия и кальция массой 24,78 г растворили в воде и в полученный раствор добавили избыток раствора нитрата серебра, и при этом выпал осадок массой 63,14 г. Определить количества и массы веществ в исходной смеси. (Ответ: 0,12 моль; 0,16 моль.)

24. Для хлорирования 12,0 г смеси стружек железа и меди потребовалось 5,6 л хлора (н.у.), и при этом образовалась смесь хлоридов железа (III) и меди (II). Определить количества и массы веществ в исходной смеси. (Ответ: 0,1 моль; 0,1 моль).

25. Массовые доли компонентов газовой смеси равны (в %): Cl2–67; Br2–28; O2–5;

вычислите: 1) объемные доли компонентов; 2) парциальные давления компонентов; 3) объем 1 кг смеси.

Общее давление равно 1,013 · 105 Па. Температура 373 К.

(Ответ: Cl₂ (74 об.%, p = 0,750·105 Па); Br2 (13,7 об.%, p = 0,139 105 Па); O2 ( 12,2 об.%, p =0,124 ·105 Па.)

Часть 2. Практическая работа

ЗАДАНИЕ 1

Предельно допустимые концентрации (ПДК) некоторых вредных веществ в атмосферном воздухе населенных пунктов, установленные в Российской Федерации (МР – максимальная разовая, СС – среднесуточная; класс опасности – чрезвычайно опасный – 1, малоопасный – 4):

1. Запишите молекулярные формулы представленных химических соединений. Рассчитайте их молярные массы.

2. Укажите химическую природу веществ: органические/неорганические

3. Составьте графические формулы представленных соединений

4. Ответьте на вопросы, представив расчеты:

А) Какая допустимая максимальная разовая концентрация хлороформа будет создания в помещении, где проводится введение лабораторных животных в наркоз, если учесть, что объем лаборатории 55 м³

Б) Какая допустимая среднесуточная концентрация угарного газа может присутствовать в гаражном боксе, где находится автомобиль, если учесть, что объем бокса 40 м³

5. Предложите методы идентификации и количественного определения в воздухе аммиака, уксусной кислоты и свинца.

ЗАДАНИЕ 2

Растворимость газов в воде

Растворение в жидкостях даже достаточно больших объёмов газов не приводит к существенному росту объёма раствора по сравнению с объёмом взятого растворителя и при решении задач можно с хорошей точностью принять, что объём раствора равен объёму растворителя. Кроме того, говоря о растворимости газов в воде и других жидкостях, нужно помнить, что это характеристика насыщенного раствора данного газа и она зависит от его химической природы, температуры и парциального давления над раствором. При повышении температуры жидкости растворимость газов в ней падает, поэтому, например, удаление газов из воды достигается её кипячением. С другой стороны, рост парциального давления приводит к увеличению растворимости.

Химическая природа газа проявляется в том, что одни имеют аномально большую растворимость в воде, например, аммиак, галогенводороды, а другие образуют очень разбавленные растворы. К последним относятся газы, которые химически не взаимодействуют с водой – водород, азот, кислород, инертные газы, угарный и углекислый газы, газообразные углеводороды и др. Их растворимость при постоянной температуре описывается законом Генри:

p = KГ · x,

где p – парциальное давление растворенного компонента над раствором, x – его мольная доля в насыщенном растворе, KГ – константа Генри, имеющая размерность давления – Па, атм или мм рт.ст.

При расчете растворимости газов в воде закон Генри представляют в более удобном виде:

c = KГ* · p, где c – молярная концентрация газа в насыщенном растворе (моль/дм³ ), p – парциальное давление газа над раствором, KГ* – константа Генри, имеющая размерность моль / (дм³ ·давление).

Проведем пересчет констант Генри KГ, Па (из справочника) в KГ*, моль / (дм³ ·атм). Поскольку 1 атм = 101325 Па, то пересчет KГ, атм = KГ, Па / 101325

Данные таблицы соответствуют температуре 298 К = 25 °С:

Задание: рассчитайте растворимость указанных компонентов воздуха в воде при 25 °С

Пример:

c = KГ* · p

с(О₂) = 1,28·10–3 · 1 · 0,2095 = 2,682·10–4 моль/дм³ = 6,55 мл/дм³

Расчет для азота – N₂:_____________________________________

Расчет для угарного газа – CO_____________________________________

Часть 3. Домашнеее задание

1. Сформулируйте определения понятий валентность, химическая связь, степень окисления. В чем разница между ними?

2. Назовите основные положения теории химического строения Бутлерова.

3. Что такое ионная связь? Почему её называют научной абстракцией?

4. Какая связь называется ковалентной? В чём разница между ковалентной полярной и неполярной связью? Что такое диполь?

5. Объясните чем σ-связь отличается от π-связи. Какие существуют механизмы образования общей электронной пары?

6. Какая связь называется металлической? Что у неё общего и различного с ковалентной связью?

7. Что называют силами Ван-дер-Ваальса? Какую связь называют водородной? В каких веществах она встречается?

8. Минерал альбит (натриевый полевой шпат) содержит по массе 32,1 % Si; 48,8 % О; остальное Al и Na. Определите формулу минерала и запишите ее через формулы составляющих его оксидов (при решении использовать условие электронейтральности).

9. Минерал берилл содержит по массе 31,285 % Si; 53,631 % О, а также Аl и Ве. Определите формулу минерала и запишите ее через формулы составляющих его оксидов (при решении использовать условие электронейтральности).

10. Вычислите объём аммиака (н.у.), необходимого для полной нейтрализации соляной кислоты массой 146 г и массовой долей HCl 10%.

11. Вычислите массу раствора азотной кислоты с массовой долей 15%, необходимой для полной нейтрализации раствора, содержащего 3,7 г гидроксида кальция.

12. В результате взаимодействия растворов нитрата серебра и хлорида калия, взятого в избытке, выпал осадок массой 2,87 г. Вычислите массу исходного раствора нитрата серебра с массовой долей 17%, взятого для реакции.

13. Вычислите объём углекислого газа, который был поглощён 740 г

0,2%-ного раствора гидроксида кальция, если после окончания реакции был получен прозрачный раствор гидрокарбоната кальция (Ca(HCO₃)₂).

14. Образец лунного грунта содержит по массе 16,2 % Са; 22,5 % Fe, а также кремний и кислород. При обработке 5,00 г этого образца при нагревании плавиковой кислотой выделилось 0,896 л тетрафторида кремния SiF₄ (н.у.). Установите химическую формулу лунного минерала. (Ответ: CaFeSi₂O₆.

15. Прокалили 15,54 г неизвестной соли, в которой массовая доля кислорода ω(О) = 36 %, при этом образовалось 1,26 г воды, 1,568 л углекислого газа (н.у.) и оксид металла (II). Установите формулу соли. (Ответ: гидроксикарбонат меди – малахит.)

16. При сжигании 2,0 г смеси серы и угля образовалось 6,0 г смеси оксидов. Определить количества и массы веществ в исходной смеси. (Ответ: 0,1 моль ; 0,025 моль.)

17. Смесь гидроксидов бария и натрия массой 6,33 г полностью нейтрализовали раствором фосфорной кислоты, и образовалось 7,65 г смеси средних солей. Определить количества и массы веществ в исходной смеси. (Ответ: 0,03 моль; 0,03 моль.)

18. Смесь порошков алюминия и карбоната натрия массой 18,7 г обработали избытком соляной кислоты, и при этом образовалось 12,32 л газов (н.у.). Определить количества и массы веществ в исходной смеси. (Ответ: 0,3моль; 0,1 моль.)

19. Сплав натрия и калия массой 8,5 г обработали избытком воды, и при этом выделилось 3,36 л газа (н.у.). Определить количества и массы веществ в исходной смеси. (Ответ: 0,2 моль; 0,1 моль.)

20. Для уксусной кислоты ПДКМР = 0,2 мг/м3 . На складе разбили бутыль с кислотой, и в воздухе склада установилось парциальное давление её паров, равное 3 Па. Во сколько раз превышена ПДКМР? Внешние условия: давление 101,325 кПа, температура 298 К. (Ответ: в 370 раз.)

21. Сколько молекул формальдегида присутствует в см3 воздуха, если концентрация токсиканта соответствует ПДКМР = 0,035 мг/м3? (Ответ: 7,0 · 10¹¹ 1/см3 .)

22. Константы Генри KГ для кислорода и азота при 0° С равны 2,54·10⁹ и 5,45·10⁹ Па соответственно. Рассчитайте растворимость этих газов при н.у. (1 атм, 0 °С) и сравните её с растворимостью при стандартных условиях (1 атм, 25 °С). (Ответ: при н.у. с(О₂) = 4,65 · 10–4 моль/дм³ = 10,42 мл/дм³ )

1.3. Использование качественного и количественного анализа химических соединений в медицинской практике

Часть 1. Лабораторная работа
«Основы качественного химического анализа органических веществ на примере производных 5-нитрофурана»

Фуран – ароматический гетероцикл, содержащий в качестве гетероатома атом кислорода. Синтетические производные нитрофурана (точнее – 5-нитрофурфурола, карбонильного производного фурана) обладают бактерицидным действием и используются как антибактериальные средства.

Производные 5-нитрофурана являются веществами кислотного характера. Кислотные свойства лекарственных веществ группы 5-нитрофурана проявляются в следующих видах взаимодействия:

• с водными растворами щелочей;

• с ионами тяжелых металлов

Фурацилин при использовании разбавленных растворов щелочей образует соль, окрашенную в оранжево – красный цвет.

При нагревании фурацилина в растворах гидрооксидов щелочных металлов происходит разрыв фуранового цикла и образуется карбонат натрия, гидразин и аммиак. Последний обнаруживают по изменению окраски влажной лакмусовой бумаги.

Раствор фуразолидона в тех же условиях, но при нагревании, приобретает красно – бурое окрашивание за счет разрыва лактонного цикла и образования соли:

Эта реакция может быть использована для отличия фурацилина от фурадонина и фурозолидона.

Фурадонин в разбавленных растворах щелочей при комнатной температуре образует в результате таутомерных превращений остатка гидантоина соль, окрашенную в темно – красный цвет.

ПРОТОКОЛ ОФОРМЛЕНИЯ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ

Дата ______________________

Номер образца_____________

Физические характеристики образца:

Физико-химические характеристики:

Химический анализ:

А. План анализа

_____________________________________

_____________________________________

Б. Предлагаемые методики

_____________________________________

_____________________________________

В. Химические реакции, лежащие в основе определения

_____________________________________

_____________________________________

В. Расчеты

_____________________________________

_____________________________________

Г. Выводы

_____________________________________

_____________________________________

Методики для выполнения лабораторной работы:

Название испытуемого образца: Фурацилин (5-Нитрофурфурола семикарбазон)

Эмпирическая формула и молекулярная масса: C₆H₆N₄O₄, М=198,14

Описание. Желтый или зеленовато-желтый мелкокристаллический порошок без запаха, горького вкуса.

Растворимость. Очень мало растворим в воде, мало растворим в 95 % спирте, практически нерастворим в эфире, растворим в щелочах.

Подлинность. 0,01 г препарата растворяют в смеси 5 мл воды и 5 мл раствора едкого натра; появляется оранжево-красное окрашивание.

При нагревании полученного раствора выделяется аммиак, обнаруживаемый по запаху или по посинению влажной красной лакмусовой бумаги, внесенной в пары кипящей жидкости.

Температура плавления 230–236° (с разложением, метод 1а).

Количественное определение. Около 0,1 г препарата (точная навеска) помещают в мерную колбу емкостью 500 мл, прибавляют 4 г хлорида натрия, 300 мл воды и растворяют при подогревании до 70–80° на водяной бане. Охлажденный раствор доводят водой до метки и перемешивают. К 5 мл 0,01 н. раствора йода, помещенным в колбу емкостью 50 мл, прибавляют 0,1 мл раствора едкого натра и 5 мл испытуемого раствора. Через 1–2 минуты к раствору прибавляют 2 мл разведенной серной кислоты и выделившийся йод титруют из микробюретки 0,01 н. раствором тиосульфата натрия (индикатор – крахмал). Параллельно проводят контрольный опыт.

1 мл 0,01 н. раствора йода соответствует 0,0004954 г C₆H₆N₄0₄, которого в препарате должно быть не менее 97,5 %.

Часть 2. Домашнеее задание

1. Приведите примеры использования качественного химического анализа веществ в медицинской практике

2. Приведите примеры использования количественного химического анализа веществ в медицинской практике

3. Подготовьте сообщение по одному из методов анализа химических веществ:

– фотоэлектроколориметрия

– УФ спектрометрия

– ИК спектрометрия

– масс-спектометрия

– тонкослойная хроматография (ТСХ)

– газовая хроматография

– ВЭЖХ

Раздел 2. Общая химия. Физическая химия

2.1 Растворы. Способы выражения концентрации растворов. Массовая доля вещества в растворе. Молярная концентрация

Часть 1. Теоретическое введение

Химические реакции в живых организмах протекают в растворах. К растворам относятся такие важные биологические системы как цитоплазма, кровь, лимфа, желудочный сок, слюна, моча, пот. Они представляют собой водные растворы солей, белков, углеводов, липидов.

Под растворами понимают смеси переменного состава, состоящие из двух и более компонентов. В зависимости от агрегатного состояния, различают твердые, жидкие и газообразные растворы. Примером твердого раствора могут послужить сплавы металлов, жемчуг, зубы; жидкого – водные растворы спиртов, солей, слюна, пот; газообразного – воздух.

В свою очередь, эти системы по соответствию размеров, составляющих их компонентов, делят на гомогенные и гетерогенные системы. И в гомогенной и гетерогенной системе одно вещество оказывается в раздробленном (диспергированном) состоянии. Тип образующейся дисперсной системы зависит от степени раздробленности веществ. Если вещество диспергируется до молекулярного или ионного уровня, то образуется истинный раствор.

Истинным раствором называется термодинамически устойчивая гомогенная (однородная) система переменного состава с размером частиц 10–10–10–⁹ м, состоящая из двух и более компонентов.

В гетерогенных (неоднородных) дисперсных системах молекулы или ионы образуют крупные агрегаты с размером частиц 10–9–10–⁵ м. Эти агрегаты равномерно распределены в объеме другого вещества, состоящего из атомов или молекул.

Гетерогенные системы в отличие от гомогенных неустойчивы. Примерами таких систем являются суспензии (зубная паста), эмульсии (молоко), коллоидные растворы различных веществ (гидроокиси железа, лекарственных препаратов серебра – протаргол, колларгол). Основные биологические жидкости организма, такие как кровь, лимфа, цитоплазма, не являются простыми истинными растворами, а представляют собой дисперсные системы, в водной среде которых содержатся вещества с разным размером частиц.

В жидких растворах компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора, принято называть растворителем, а другой компонент – растворенным веществом. Например, в водном растворе глюкозы вода является растворителем, а глюкоза растворенным веществом. При одинаковом агрегатном состоянии компонентов (например, вода и этиловый спирт) растворителем обычно считают вещество, которое преобладает в растворе. Основной физико-химической характеристикой раствора является концентрация растворенного вещества. Под концентрацией раствора понимают содержание растворенного вещества (в граммах или молях) в единице массы или объема раствора или растворителя.

Способы выражения концентрации растворенного вещества

1. Массовая доля растворенного вещества ω(Х) (омега) представляет собой отношение массы растворенного вещества m(Х) к массе раствора m(р-ра), является безразмерной величиной и выражается в долях единицы или процентах (%).

2. Молярная доля χ(Х) (кси) представляет собой отношение количества вещества компонента раствора (Хi) к общему числу всех компонентов ∑(Хi) составляющих раствор. Как и массовая доля, молярная доля также является безразмерной величиной и выражается в долях единицы или процентах (%).

3. Объемная доля φ(Х) (фи) представляет собой отношение объема компонента раствора V(Х) к общему объему раствора V(р-ра). Это тоже безразмерная величина и может выражаться как в долях единицы, так и в процентах.

4. Молярная концентрация С(Х) представляет собой отношение количества вещества компонента раствора с(Х) к объему раствора V(р-ра) с размерностью моль/л. Например, 0,1 М раствор означает децимолярный раствор или раствор с молярной концентрацией растворенного вещества 0,1 моль/л.

5. Молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация) С(1/ZХ) представляет собой отношение количества вещества эквивалента в растворе n(1/ZХ) к объему раствора v (в литрах).

Молярная масса вещества эквивалента 1/ZХ определяется произведением фактора эквивалентности[1]на молярную массу вещества: М(1/ZХ) = 1/Z × М(Х);

6. Моляльность раствора (моляльная концентрация) Сm(Х) представляет собой отношение количества растворенного вещества n(Х) к массе растворителя m(р-ля) в килограммах, размерность моль/кг.

7. Титр или массовая концентрация t(Х) представляет собой отношение массы растворенного вещества в граммах к объему раствора в миллилитрах, размерность г/мл.

Правила работы с посудой, применяемой в объемном анализе

При проведении лабораторных работ используют измерительную посуду: мерные колбы, пипетки (градуированные и пипетки Мора), бюретки, мерные цилиндры и мерные пробирки.

Колбы рассчитаны на различные объемы. На горле колбы есть кольцевая метка, а на самой колбе указана ее емкость в миллилитрах при определенной температуре. Заполнение мерных колб производят через воронку. Последние порции растворителя приливают медленно до совмещения нижнего края мениска раствора с меткой на колбе.

Пипетки Мора (I) предназначены для отмеривания определенного объема раствора, указанного на расширенной части пипетки. Градуированными пипетками (II) можно отмеривать заданные количества раствора. Для наполнения пипетки нижний конец ее опускают в жидкость (на дно сосуда) и втягивают раствор при помощи груши. Жидкость набирают так, чтобы она поднялась на 2–3 см выше метки и закрывают верхнее отверстие указательным пальцем. Затем ослабляют нажим и жидкость начинает вытекать из пипетки. Когда нижний мениск жидкости окажется на уровне с меткой, указательный палец снова прижимают. Затем пипетку вводят в колбу для титрования и дают жидкости стечь.

Конец ознакомительного фрагмента.

Текст предоставлен ООО «Литрес».

Прочитайте эту книгу целиком, купив полную легальную версию на Литрес.

Безопасно оплатить книгу можно банковской картой Visa, MasterCard, Maestro, со счета мобильного телефона, с платежного терминала, в салоне МТС или Связной, через PayPal, WebMoney, Яндекс.Деньги, QIWI Кошелек, бонусными картами или другим удобным Вам способом.

Примечания

1

Эквивалент (1/ZХ) – это условная или реальная частица вещества Х, которая соответствует (эквивалентна) передаче одного иона водорода в кислотно-основной реакции или одного электрона в окислительно-восстановительной реакции.

Эквивалент одноосновной кислоты или однокислотного основания – это всегда реальная частица, молекула Х. В случае многоосновных кислот или многокислотных оснований эквивалентом может быть реальная молекулы Х или ее какая-то часть (доля) – 1/ZХ.

Число, показывающее долю реальной частицы, эквивалентной одному иону водорода или одному электрону, называется фактором эквивалентности – fэкв.(Х) или 1/ZХ.

Если кислотно-основная реакция протекает до конца, то при нахождении фактора эквивалентности кислот, оснований и солей следует знать, что Z – это основность кислоты или кислотность основания, а в случае солей – произведение числа атомов металла, образующего соль, на его валентность.

Вернуться