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 измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром ионометром ЭДС гальванической цепи, включающей специальный стеклянный электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов H+ в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.

Стеклянный электрод представляет собой стеклянную трубку с выдутым на ее конце шариком с очень тонкой стенкой, в которую залита суспензия AgCl в растворе HCl и погружена серебряная проволока. Таким образом, 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 сравнения. В полученной системе перенос электронов от хлорсеребрянного электрода к электроду сравнения, происходящий под действием непосредственно измеряемой разности потенциалов, неизбежно сопровождается переносом эквивалентного количества протонов из внутренней части стеклянного 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 исследуемого раствора.

4. Аналитический объёмный метод - кислотно-основное титрование - также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому 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 кислотность раствора.

 

10. 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 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 концентрациями.

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 характеризуется 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 следующим образом:

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

Так как концентрация твердого вещества c(AgCl(т)) есть величина постоянная, то левая часть данного уравнения при неизменных внешних условиях (температуре, давлении) тоже будет являться постоянной величиной. 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 комплексы с осадком.

11. Реакции, лежащие в основе образования неорганического вещества костной ткани гидроксифосфата кальция. Механизм функционирования кальций-фосфатного буфера. Явление изоморфизма.

В организме человека образование костной ткани это наиболее важный гетерогенный процесс с участием неорганических соединений. Основным минеральным компонентом костной ткани является гидроксифосфат кальция Ca₅(PO₄)₃OH. Часть ионов Ca²⁺ замещена ионами Mg²⁺, а очень незначительная часть ионов OH^– замещена ионами фтора, которые повышают прочность кости.

Образование Ca₅(PO₄)₃OH из слабощелочных растворов в опытах «in vitro» можно объяснить следующим образом. Известно, что при физиологическом значении рН крови в системе сосуществуют ионы: НРО₄^2- и Н₂РО₄^-.

Сопоставление значений констант растворимости Ks (СаНPO₄) = 2,7×10^–7 и Ks Ca(Н₂PO₄)₂= 1×10^–3, указывает на то, что в первую очередь в присутствии ионов Ca²⁺ образуется осадок CaHPO₄:

Ca²⁺ + НРО₄^2- ⇄ CaHPO4

Затем образующееся соединение претерпевает следующие изменения:

3CaHPO₄ + 2OH^– + Ca²⁺ ⇄ Ca₄Н(PO₄)₃ + 2H₂O

Са₃(РО₄)₂×СаНРО₄

Ca₄H(PO₄)₃ + 2OH^– + Ca²⁺⇄ Ca₅(PO₄)₃ОН + Н₂О

Растворимость в ряду CaHPO₄→Ca₄H(PO₄)₃→Ca₅(PO₄)₃OH постоянно понижается, что и способствует образованию последнего соединения:

Ks Са₃(РО₄)₂ = 2×10^–29, Ks Са₅(РО₄)₃ОН = 1,6×10^–58

Несомненно, процессы осаждения фосфатов кальция, лежащие в основе формирования костной ткани в организмах, намного сложнее.

В плазме крови концентрация ионов кальция составляет 0,0025М, а фосфатов – 0,001М. В плазме только половина кальция находится в ионизированном состоянии, другая половина связана с белками. Если учесть, что при рН=7,4 только 30% фосфатов находится в форме НРО₄^2-и 70% в форме Н₂РО₄^-, то легко можно вычислить, что произведение концентраций ионов Са²⁺ и НРО₄^2- в плазме крови практически совпадает с величиной Ks (CaHPO₄). Иными словами, плазма крови представляет собой почти насыщенный раствор гидрофосфата кальция (CaHPO₄), который находится в динамическом равновесии с неорганическими составными частями костной ткани. Если произведение концентраций ионов Са²⁺ и НРО₄^2- в крови повышается, то происходит обызвествление, если оно понижается, то уменьшается содержание неорганических компонентов в костях.

Клетки костной ткани могут легко ускорять либо отложение либо растворение минеральных компонентов при локальных изменениях рН, концентрации ионов Са²⁺ или НРО₄^2- и комплексообразующих соединений. Так, при увеличении концентрации ионов Са²⁺ в плазме крови наблюдается сдвиг равновесия, приводящий к отложению кальция в костной ткани. Наоборот, снижение концентрации ионов Са²⁺ в плазме крови также вызывает сдвиг равновесия, но сопровождающийся уже растворением минеральных компонентов костной ткани. Например, при рахите из-за недостаточности всасывания ионов Са²⁺ из желудочно-кишечного тракта концентрация ионов Са²⁺ в плазме крови поддерживается постоянной за счет мобилизации (высвобождения) ионов Са²⁺ из неорганических компонентов костей.

Благодаря такому явлению, как изоморфизм (замены в кристаллической решетке минерала одних химических элементов другими), вместе с кальциевыми солями могут осаждаться в костной ткани соли и других катионов, близких по своим свойствам иону кальция: бериллия, стронция, бария.

Присутствие даже небольшого количества бериллия в окружающей среде приводит к заболеванию – бериллозу (бериллиевый рахит). Дело в том, что ионы Ве²⁺ вытесняют ионы Са²⁺ из костной ткани, вызывая ее размягчение.

Ионы стронция образуют нерастворимые соединения с теми же анионами, что и Са²⁺, термодинамические характеристики их очень близки. В природе существует феномен «дискриминации» стронция в пользу кальция: соотношение Ca/Sr в растениях в 2 раза больше, чем в почве, на которой они произрастают, но еще больше увеличивается (в 5-10 раз) в организме животных, потребляющих в пищу эти растения. Тем не менее, часть ионов Sr²⁺ включается в состав костной ткани. Избыток стронция вызывает ломкость костей (стронциевый рахит). Особую опасность представляет собой радионуклид стронций-90 (период полураспада 27,7 года, чистый b – излучатель). Источниками стронция-90 являются радиоактивная пыль, питьевая вода, растительная и молочная пища. Оседая в костях, Sr90 облучает костный мозг и нарушает костномозговое кроветворение.

В организме человека, помимо фосфатов, ионы Са²⁺ могут образовывать и другие малорастворимые соединения. При различных нарушениях обмена веществ могут локально повышаться концентрации некоторых ионов. Так, например, при повышении концентрации оксалат-ионов С₂О₄^2- в организме могут образовываться отложения оксалата кальция, так называемые оксалатные камни. Они образуются в почках и мочевом пузыре и служат причиной мочекаменной болезни. Кроме оксалата кальция, в состав мочевых камней наиболее часто входят фосфат кальция и урат кальция (соль мочевой кислоты).

Основным принципом лечения мочекаменной болезни является извлечение из конкрементов (камней) кальция с переводом его в растворимые соединения. Наиболее принятым приемом такого извлечения является воздействие на камень тех или иных комплексообразователей, взаимодействующих с ионами двухвалентных металлов, входящими в состав камней. Примерами таких комплексообразователей являются этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТА) и ее соли, а также лимонная кислота и ее соли.

Для явления изоморфизма необходимы следующие условия:

1. Ионные радиусы изоморфно замещающихся элементов должны быть близки.

2. Близость химических свойств элементов, замещающих друг друга.

3. Сохранение электронейтральности кристаллической структуры минерала.