Загрузка...
Учебная работа. Биологическая роль соединений, содержащих К+, Na+, их применение в фармации
Федеральное агентство по здравоохранению и соц развитию Саратовский мед институт Росздрава
Контрольная работа
Наименование специальности: Фармация
Учебная дисциплина: Аналитическая химия
Студент Кенжибекова Зульфия Уралбаевна
Проверил
2009 год
Реферат
Био роль соединений, содержащих К+; Na+, их применение в фармации
Калий — один из важных биогенных частей, повсевременно присутствующий во всех клеточках всех организмов. Ионы калия К+ участвуют в работе ионных каналов и регуляции проницаемости био мембран, в генерации и проведении нервного импульса, в регуляции деятель сердца и остальных мускул, в разных действиях обмена веществ.
Содержание калия в тканях звериных и человека регулируется стероидными гормонами надпочечников. В среднем организм человека (масса тела 70 кг) содержит около 140 г калия. Потому для обычной жизнедеятельности с едой в организм обязано поступать 2-3 г калия в день. Богаты калием такие продукты, как изюм, курага, горох и остальные.
Применение: железный калий — материал для электродов в хим источниках тока. Сплав калия с остальным щелочным сплавом — натрием (Na) находит применение в качестве теплоносителя в ядерных реакторах.
В еще огромных масштабах, чем железный калий, находят применение его соединения.
Калий — принципиальный компонент минерального питания растений (на это уходит около 90% добываемых солей калия), он нужен им в значимых количествах для обычного развития, потому обширное применение находят калийные удобрения: хлорид калия КСl, нитрат калия, либо калийная селитра, KNO3, поташ K2CO3 и остальные соли калия.
В качестве фармацевтического средства находит применение иодид калия KI.
Раствор перманганата калия КMnO4 («марганцовку») употребляют как антисептическое средство.
Азот является элементом, нужным для существования звериных и растений, он заходит в состав белков (16-18% по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В связи с сиим существенное количество связанного азота содержится в {живых} организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается приблизительно в 1,9·1011 т. В итоге действий тления и разложения азотсодержащей органики, при условии подходящих причин окружающей среды, могут образоваться природные залежи нужных ископаемых, содержащие азот, к примеру, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями остальных соединений), норвежская, индийская селитры.
Содержание
- 1. Теория растворимости
- 2. систематизация веществ по степени диссоциации
- 3. Связь водородного и гидроксильного показателя
- 4. Механизм буферного деяния (на примере аммиачного буфера)
- 5. Меркурометрия. Роданометрия
- Перечень литературы
1. Теория растворимости
При растворении молекулы либо ионы вещества распределяются наиболее либо наименее умеренно меж молекулами растворителя. к примеру, в кристаллическом хлориде натрия среднее расстояние меж нонами натрия и хлора равно 2,8 А. В 1 М растворе растворитель делит ноны и потому ионы натрия и хлора удалены друг от друга на 10 А. На трудность разделения таковых ионов указывают высочайшие температуры плавления (800°С) и кипения (1413°С) незапятнанного хлорида натрия.
Работа, нужная для разделения 2-ух обратно заряженных пластинок, при внедрении меж ними вещества миниатюризируется на величину, которая именуется диэлектрической проницаемостью среды.
Молекулы воды, находящиеся меж 2-мя нонами (либо заряженными пластинами конденсатора), представляют собой мелкие диполи, направленные друг к другу разноименными зарядами («голова к хвосту») так, что они отчасти нейтрализуют ионные заряды и. таковым образом, стабилизируют систему. Потому можно ждать, что сольватирующая способность и диэлектрическая проницаемость будут изменяться параллельно.
В незапятанной воде молекулы нацелены таковым образом, что их положительные центры находятся с отрицательными. Попытка растворения в воде такового неполярного вещества, как бензол, по существу, представляет собой попытку разделения обратных зарядов в среде с низкой диэлектрической проницаемостью. Полярный растворитель должен просто растворять лишь полярные вещества, а неполярный растворитель — лишь неполярные вещества. Это соответствует правилу: «Схожее растворяется в схожем».
Предельная растворимость почти всех веществ в воде (либо в остальных растворителях) представляет собой постоянную величину, подобающую концентрации насыщенного раствора при данной температуре. Она является высококачественной чертой растворимости и приводится в справочниках в граммах на 100 г растворителя (при определённых критериях).
Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления.
Природа растворяемого вещества.
Кристаллические вещества разделяются на:
P — отлично растворимые (наиболее 1,0 г на 100 г воды);
M — плохорастворимые (0,1 г — 1,0 г на 100 г воды);
Н — нерастворимые (наименее 0,1 г на 100 г воды).
Природа растворителя. При образовании раствора связи меж частичками всякого из компонент заменяются связями меж частичками различных компонент. Чтоб новейшие связи могли образоваться, составляющие раствора обязаны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Потому ионные вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а молекулярные вещества — напротив.
Воздействие температуры. Если растворение вещества является экзотермическим действием, то с увеличением температуры его растворимость миниатюризируется (К примеру, Ca (OH) 2 в воде) и напротив. Для большинства солей типично повышение растворимости при нагревании.
Фактически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в жидкостях с увеличением температуры миниатюризируется, а с снижением возрастает.
Воздействие давления. С увеличением давления растворимость газов в жидкостях возрастает, а с снижением миниатюризируется.
2. систематизация веществ по степени диссоциации
Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы.
Мощные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в смесях равна единице (другими словами диссоциируют на сто процентов) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большая часть солей, щелочей, также некие кислоты.
Слабенькие электролиты — степень диссоциации меньше единицы (другими словами диссоциируют не на сто процентов) и миниатюризируется с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f-элементов.
Меж этими 2-мя группами точной границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять характеристики мощного электролита, а в другом — слабенького.
Составьте уравнения диссоциации веществ:
Ba (OH) 2= BaOH+ + OH-
BaOH = Ba2+ + OH —
NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-
H2PO4 — = H+ + HPO42-
HPO42 — = H+ + PO43-
3. Связь водородного и гидроксильного показателя
В незапятанной воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов [OH-] схожи и составляют 10-7 моль/л, это впрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH-] и составляет 10?14 мольІ/лІ (при 25 °C).
Когда концентрации обоих видов ионов в растворе схожи, молвят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов соответственно миниатюризируется, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH-] молвят, что раствор является кислым, а при [OH-] > [H+] — щелочным.
Для удобства представления, чтоб избавиться от отрицательного показателя степени, заместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с оборотным знаком, который фактически и является водородным показателем — pH):
pH = — lg [H+]
несколько наименьшее распространение получила оборотная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH?:
pOH = — lg [OH-]
как в любом аква растворе при 22 °C [H +] [OH ?] = 1,0Ч10 ? 14, разумеется, что при данной температуре:
pOH = 14 — pH
Какая реакция среды при гидролизе соли, образованной мощной кислотой и слабеньким основанием. Приведите пример, напишите уравнение гидролиза. В соли, образованной слабеньким основанием и мощной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2 (SO4) 3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:
FeCl2 + HOH =>Fe (OH) Cl + HCl,
Fe2+ + 2Cl — + H+ + OH — => FeOH+ + 2Cl — + Н+
В итоге гидролиза появляется слабенький электролит, ион H и остальные ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
4. Механизм буферного деяния (на примере аммиачного буфера)
Механизм деяния буферной системы разглядим на примере аммиачной буферной системы: NН4ОН (NН3 х Н2О) + NН4С1.
Гидроксид аммония — слабенький электролит, в растворе отчасти диссоциирует на ионы:
NН4ОН <=> NН4+ + ОН-
При добавлении к раствору гидроксида аммония хлорида аммония, соль как мощный электролит фактически на сто процентов диссоциирует на ионы NН4С1 > NН4+ + С1- и подавляет диссоциацию основания, равновесие которого сдвигается в сторону оборотной реакции. Потому С (NН4ОН) ? С (основания); а С (NН4+) ? С (соли).
Если в буферном растворе С (NН4ОН) = С (NН4С1), то рН = 14 — рКосн. = 14 + lg 1,8.10-5 = 9,25.
Способность буферных консистенций поддерживать фактически неизменное кислоты, ионы Н+ будут связываться молекулами аммиака либо гидроксида аммония, а не наращивать концентрацию ионов Н+ и уменьшать рН раствора.
При добавлении щелочи ионы ОН — будут связывать ионы NН4 +, образуя при всем этом малодиссоциированное соединение, а не наращивать рН раствора.
Буферное действие прекращается, как одна из составных частей буферного раствора (сопряженное основание либо сопряженная кислота) на сто процентов израсходуется.
Для количественной свойства возможности буферного раствора противостоять воздействию мощных кислот и оснований употребляется величина, именуемая буферной емкостью. По мере роста концентрации буферного раствора увеличивается его способность сопротивляться изменению рН при добавлении кислот либо щелочей.
Свойство смесей сохранять кислоты либо щелочи именуется буферным действием. Смеси, владеющие буферным действием, именуются буферными растворами.
Для варианта титрования: щавелевая кислота и гидроксид калия, изобразите кривую титрования, укажите вариант титрования, скачок титрования, точку эквивалентности, применяемые индикаторы
Скачок титрования: pH = 4-10. Наибольшая ошибка в% — меньше 0.4.
Индикаторы — тимолфталеин, фенолфталеин.
Восстановитель, какие элементы повторяющейся системы частей могут быть восстановителями и почему?
Восстановитель — это вещество, которое в процессе реакции дает электроны, т.е. окисляется.
Восстановителями могут быть нейтральные атомы, негативно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в состоянии промежной степени окисления.
Нейтральные атомы. Обычными восстановителями являются атомы, на наружном энергетическом уровне которых имеется от 1 до 3 электронов. К данной группе восстановителей относятся сплавы, т.е. s-, d — и f-элементы. Восстановительные характеристики проявляют и неметаллы, к примеру водород и углерод. В хим реакциях они отдают электроны.
Сильными восстановителями являются атомы с малым потенциалом ионизации. К ним относятся атомы частей 2-ух первых основных подгрупп повторяющейся системы частей Д.И. Менделеева (щелочные и щелочноземельные сплавы), также Аl, Fe и др.
В основных подгруппах повторяющейся системы восстановительная способность нейтральных атомов вырастает с повышением радиуса атомов. Так, к примеру, в ряду Li — Fr наиболее слабеньким восстановителем будет Li, а мощным — Fr, который совершенно является самым мощным восстановителем из всех частей повторяющейся системы.
Негативно заряженные ионы неметаллов. Негативно заряженные ионы образуются присоединением к нейтральному атому неметалла 1-го либо несколько электронов:
Так, к примеру, нейтральные атомы серы, йода, имеющие на наружных уровнях 6 и 7 электронов, могут присоединить соответственно 2 и 1 электрон и перевоплотиться в негативно заряженные ионы.
Негативно заряженные ионы являются сильными восстановителями, потому что они могут при соответственных критериях отдавать не только лишь слабо удерживаемые лишниие электроны, да и электроны со собственного наружного уровня. При всем этом, чем наиболее активен неметалл как окислитель, тем слабее его восстановительная способность в состоянии отрицательного иона. И напротив, чем наименее активен неметалл как окислитель, тем активнее он в состоянии отрицательного иона как восстановитель.
Восстановительная способность негативно заряженных ионов при схожей величине заряда вырастает с повышением радиуса атома. Потому, к примеру, в группе галогенов ион йода владеет большей восстановительной способностью, чем ионы брома и хлора, a фтор — восстановительных параметров совершенно не проявляет.
Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления. Ионы металлов в низшей степени окисления образуются из нейтральных атомов в итоге отдачи лишь части электронов с наружной оболочки. Так, к примеру, атомы олова, хрома, железа, меди и церия, вступая во взаимодействие с иными субстанциями, сначала могут дать малое число электронов.
Ионы металлов в низшей степени окисления могут проявлять восстановительные характеристики, если у их вероятны состояния с наиболее высочайшей степенью окисления.
В уравнении ОВР расставьте коэффициенты способом электрического баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 = K2SO4 + Cr2 (SO4) 3 + 3Fe2 (SO4) 3 + 7H2O
1 Cr2+6 +3е x 2 Cr2+3 окислитель
6 Fe +2 — 1е Fe+3 восстановитель
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S + 8H2O
2 Mn+7 + 5е Mn+2 окислитель
5 S-2 — 2е S0 восстановитель
5. Меркурометрия. Роданометрия
Для титриметрического определения галогенидов используют меркурометрию — способ, основанный на образовании плохорастворимых солей с ионами Hg (I).
Титрант-водный раствор Hg2 (NO3) 2. Конечную точку титрования устанавливают по исчезновению красноватой расцветки при добавлении Fe (SCN) 3 либо по образованию сине-фиолетового осадка с дифенилкарбазоном. Индикаторы рекомендуется вводить как можно поближе к концу титрования. способ дозволяет определять ионы Сl — в присут. восстановителей (S2-, SO2-3) и окислителей (МnО4-, Сr2О7-).
Меркурометрия дает возможность прямого определения анионов в кислой среде (0,2-5 М HNO3), в мутных и окрашенных смесях; но токсичность солей Hg является суровым недочетом способов.
Роданометрической титрование основано на осаждении ионов Ag+ тиоцианатами:
Ag+ + SCN — = AgSCN
Для определения нужен раствор NH4SCN (либо KSCN). Определяют Ag+ прямым титрованием веществом тиоцианата.
Тиоцианатометрическое определение галогенов делают по так именуемому способу Фольгарда: к воды, содержащей С1-, приливают излишек титрованного раствора нитрата серебра. Потом остаток AgNO3 назад оттитровывают веществом тиоцианата и вычисляют итог.
Индикатор способа Фольгарда — насыщенный раствор NH4Fe (SO4) 2 — 12H2O. Пока в титруемой воды имеются ионы Ag+, прибавляемые анионы SCN — связываются с выделением осадка AgSCN, но не ведут взаимодействие с ионами Fe3+. Но опосля точки эквивалентности мельчайший излишек NH4SCN (либо KSCN) вызывает образование кроваво-красных ионов [Fe (SCN)] 2+ и [Fe (SCN) 2] +. Благодаря этому удается найти эквивалентную точку.
Присутствие кислот не мешает титрованию по способу Фольгарда и даже содействует получению наиболее четких результатов, потому что кислая среда подавляет гидролиз соли железа. способ дозволяет определять ион С1 — не только лишь в щелочах, да и в кислотах. Определению не мешает присутствие Ва2+, Рb2+, Bi3+ и неких остальных ионов. Но если в анализируемом растворе имеются окислители либо соли ртути, то применение способа Фольгарда становится неосуществимым: окислители разрушают ион SCN-, а катион ртути осаждает его.
Щелочной исследуемый раствор нейтрализуют перед титрованием азотной кислотой, по другому ионы Fe3+, входящие в состав индикатора, дадут осадок гидроксида железа (III).
Напишите реакцию, диссоциацию комплекса, выражение к нестойкости.
H2S + 2 [Ag (NH3) 2] Cl = Ag2S + 2NH4Cl + 2NH3
[Ag (NH3) 2] Cl = [Ag (NH3) 2] + + Cl-
[Ag (NH3) 2] + = Ag+ + 2NH3
Kнест. = [Ag+] [NH3] 2/[[Ag (NH3) 2] +]
Какие частички могут быть лигандами? Приведите примеры.
Лиганды — некое число обратно заряженных атомов либо электронейтральных частиц вокруг комплексообразователя.
Лигандами могут быть:
ионы галогенов, CN-, SCN-, NO2-, OH-, SO42-, CO32 — и др.;
нейтральные молекулы: H2O, NH3, N2H4, C2H5N и др.
Ответ на тестовые задания.
1 — В 49 — В
10 — В 57 — А
20 — Б 59 — Б, Г
28 — Б 69 — Б
38 — В 77 — В
Решение задач.
Какие массы сульфата натрия и воды нужно взять для изготовления 3 кг раствора с массовой толикой 20%. Как приготовить данный раствор?
Дано:
Решение:
M раствора = 3000 г
щ = 20%
Отыскать:
mводы — ?
mNa2SO4 — ?
щ = mвещества /mраствора x 100%
1) Находим массу натрия сульфата:
m = щ x mраствора /100
m = 20 х 3000/100 = 600 г (натрия сульфата)
2) Находим массу растворителя (воды):
m = mраствора — mвещества
m воды = 3000- 600 = 2400г (воды)
3) Переведем массу растворителя в размер:
Потому что плотность воды = 1г/мл, означает
с = m/V, V = m/ с
V = 2400/1 = 2400 мл (воды)
Ответ:
Чтоб приготовить раствор по вышеуказанному условию нужно:
взвесить на аналитических весах 300 г натрия сульфата;
количественно правильно (либо без утрат) перенести в пробирку подходящего размера;
добавить в пробирку отмеренный цилиндром 2400 мл воды;
все перемешать.
Как приготовить 50 г 0,5% раствора KMnO4 разбавлением 1,55%, плотностью 1,02 г/мл?
Дано:
Решение:
mраствора = 50 г
щ = 0,5%
щ1 = 1,55%
с1 = 1,02г/мл
Отыскать:
mводы — ?
mMgSO4 — ?
щ = mвещества /mраствора x 100%
1) Находим массу растворенного вещества:
m = щ x mраствора /100
m = 0,5 x 50/100 = 0,25г (калия перманганата)
2) Находим размер 1,55% раствора, нужного для получения 0,5% раствора:
щ = mвещества x 100/Vраствора x с
V = m x 100/ щ x с
V = 0,25 х 100/1,55 х 1,02 = 15,8 мл
3) Переводим в гр:
с = m/V, m = V x с
m = 15,8 х 1,02 = 16,1 г
4) Находим массу воды:
m = mраствора — mвещества
m = 50 — 16,1 = 33,9 г (воды)
5) Переведем массу растворителя в размер:
Потому что плотность воды = 1г/мл, означает
с = m/V, V = m/ с
V = 33,9/1 = 33,9 мл (воды)
Ответ:
Чтоб приготовить раствор по вышеуказанному условию нужно:
отмерить 15,8 мл 1,55% раствора калия перманганата;
количественно правильно (либо без утрат) перенести в пробирку подходящего размера;
добавить в пробирку отмеренный цилиндром 33,9 мл воды;
все перемешать.
Как приготовить 250 мл 0,03 N раствора NaNO2 разбавлением 2 N раствора.
Дано:
Решение:
V = 250 мл
Сm = 0,03N
Cn = 2N
Отыскать:
mводы — ?
m NaNO2 — ?
1) Находим размер 2 N раствора для изготовления 0,03N раствора:
V1/V2 = N2/N1
250/x = 2/0,03
X = 250 x 0,03/2 = 3,75 мл
2) Находим размер воды для разбавления:
250 мл — 3,75 мл = 246,25 мл
Ответ: Чтоб приготовить раствор по вышеуказанному условию нужно:
отмерить 3,75 мл 2 N раствора натрия нитрита;
количественно правильно (либо без утрат) перенести в пробирку подходящего размера;
добавить в пробирку отмеренный цилиндром 246,25 мл воды;
все перемешать.
Высчитайте pOH раствора, если -lg [H] = 8 x 10-4.
Дано:
Решение:
-lg [H] = 8 x 10-4
Отыскать:
pOH — ?
pOH = 14 — pH
pH = — lg [H+]
pH = — lg 8 x 10-4 = 2,09
pOH = 14 — 2,09 = 11,91
Ответ: pOH раствора 11,91.
Как поменяется pH ацетатного буфера, состоящего из 100 мл 0,01N раствора CH3COOH и 50 мл 0,01 N раствора CH3COONa, если:
1) к нему прилили 25 мл 0,01 N NaOH;
2) разбавить буфер в 2 раза;
рК (CH3COOH) = 4,7
Дано:
Решение:
C (CH3COOH) = 0,01 N
C (CH3COONa) = 0,01N
pK (CH3COOH) = 4,7
V (CH3COOH) = 100 мл
V (CH3COONa) = 50 мл
Отыскать:
pH — ?
1) Находим pH:
К = [NH4+] [OH-] / [NH4OH]
C (CH3COOH) = Cкислоты
C (CH3COONa) = С соли
[H-] = K + [кислоты] / [соли]
pH = 4,7 + lg 0,01/0,005 = 4,7 + lg 2 = 4,7 + 0,3 = 5
если к данному раствору прилить 25 мл 0,01N NaOH:
pH = 4,7 + lg 0,01/0,01 = 4,7
если разбавить буфер в 2 раза, то:
pH = 4,7 + lg 0,02/0,005 = 4,7 + lg 0,005 = 4,7 — 0,6 = 4,1
Ответ: при прибавлении 25 мл,0, 01N раствора NaOH и разбавлении в 2 раза рН данного буфера уменьшиться.
Перечень литературы
1. В.Д. Пономарев «Аналитическая химия» — М.: медицина, 1982.
2. К.А. Селезнев «Аналитическая химия» — М. Высшая школа. 1966.
3. А.П. Крешков, А.А. Ярославцев «Курс аналитической химии» — М. Химия. 1982.
4. Зубович И.А. Неорганическая химия: Учебник для технол. спец. вузов. — М.: Высшая школа, 1989.
5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. — М.: Высшая школа, 1981.
6. Зайцев О.С. задачки, упражнения и вопросцы по химии — М.: Химия, 1996
]]>