Материал: Практикум по общей химии

1.Каков механизм денатурации при действии соли CuSO4?

2.Напишите уравнение реакции.

3.В чем сущность явления адсорбционной пептизации?

4.Напишите формулу мицеллы полученной КДС.

ОПЫТ 6. Осаждение КДС и ВМС электролитами

В одну пробирку налейте 5 мл золя Fe(OH)3, полученного по реакции гидролиза FeCl3, а в другую – 5 мл раствора желатина. В каждую пробирку добавьте 3-4 капли разбавленного раствора (NH4)2SO4. В первой пробирке наблюдайте помутнение.

ВЫВОДЫ:

1.Объясните, почему при добавлении раствора электролита происходит коагуляция золя и не оседает желатин.

2.Постройте мицеллу золя Fe(OH)3, полученного по реакции гидролиза.

3.Объясните механизм коагуляции золя Fe(OH)3 при добавлении электролита.

4.Сделайте вывод об устойчивости КДС и раствора ВМС.

ОПЫТ 7. Осаждение ГДС (эмульсии)

В пробирку налейте 2-3 мл молока. Затем добавьте 2-3 капли

раствора СаС12, отметьте, что изменений не произошло. пробирку с молоком нагрейте на водяной бане до выпадения осадка.

ВЫВОДЫ:

1.Покажите строение эмульсии. Укажите тип эмульсии и эмульгатора.

2.Объясните, почему не наблюдается коалесценция при добавлении раствора электролита.

3.Опишите механизм «коллоидной защиты».

4.Почему при нагревании выпадает осадок?

ОПЫТ 8. Определение порога коагуляции электролита для золя Fe(OH)3, полученного по реакции гидролиза

В 5 пробирок налейте по 9 мл раствора NaCl различной концентрации, в другие 5 пробирок налейте по 9 мл растворов MgSO4 таких же концентраций. В каждую пробирку добавьте по 1 мл золя Fe(OH)3 и перемешайте. Коагуляцию наблюдайте по появлению помутнения раствора в пробирке. Смотрите в пробирку сверху: если раствор остался прозрачным – коагуляции нет (-), если помутнел – коагуляция есть (+). Результаты

96

наблюдений занесите в табл. 29. Для каждого электролита отметьте пороговую концентрацию.

Рассчитайте для каждого электролита порог коагуляции (Ск) и коагулирующее действие.

ВЫВОДЫ:

1.Покажите строение мицеллы золя Fe(OH)3, полученного по реакции гидролиза.

2.Сравните коагулирующее действие NaCl и MgSO4. Какие ионы вызывают коагуляцию?

3.Объясните различия в коагулирующем действии этих электролитов.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Факторы устойчивости различных ДС.

2.Агрегативная и кинетическая устойчивости.

3.Методы осаждения НМС, их механизм.

4.Высаливание ВМС из растворов. Механизм. Схема Кройта. Лиотропные ряды.

5.Денатурация белков. Виды денатурации. Механизм.

6.Коагуляция КДС. Механизм. Коагулирующее действие электролитов. Порог коагуляции. Правило Шульце-Гарди.

7.Осаждение ГДС. Разрушение эмульсий.

8.Сущность явления «коллоидной защиты».

9.Сравнительная характеристика устойчивости ДС,

ОБРАЗЕЦ ОТВЕТА НА ВОПРОС:

ВОПРОС: к 10 мл отрицательного золя СаСО3 для его коагуляции необходимо добавить 10 мл 10-4 М раствора КС1 или 10 мл 10-6 М раствора А1С13. Определите порог коагуляции и коагулирующее действие каждого электролита. Поясните механизм коагулирующего действия.

ОТВЕТ:

97

Запишем мицеллу золя СаСО3, взяв в качестве стабилизатора Na2CO3. Т.к. гранула имеет отрицательный заряд, коагуляцию вызывают К+ или А13+. Ион А13+ имеет меньший порог коагуляции, чем ион К+, что соответствует правилу ШульцеГарди (Ск = А/Z6). Связано это с механизмом коагуляции. При добавлении электролита коагулирующие ионы (К+ или А13+) адсорбируются на грануле и нейтрализуют заряд. Ионы А13+ нейтрализуют частицу лучше, т.к. величина его заряда больше. Следовательно, для нейтрализации заряда гранулы достаточно меньшего количества ионов А13+, чем К+. При нейтрализации заряда гранулы происходит также сжатие диффузионного слоя, уменьшение ζ. Мицелла теряет свойство удерживать воду. Частицы коллоида теряют заряд (ζ → 0) и сольватную оболочку. Происходит осаждение золя.

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 510-523, 543-545; 3. С. 179-192; 5. С. 118-121, 126-127; 6. С. 718-727.

98

РАБОТА 27. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ рН БИОЛОГИЧЕСКИХ ЖИДКОСТЕЙ

Представления о кислотно-основном равновесии и, в частности, протолитических реакциях необходимы врачу при изучении процессов, протекающих в биологических жидкостях живого организма.

В свете протолитической теории кислотно-основное равновесие, т.е. соотношение протонов и гидроксильных ионов в тканях организма, зависит от общего количества соединений кислотного и основного характера и степени их диссоциации в растворе. Реакция среды биологических жидкостей (желудочный сок, плазма крови, кишечный сок, слюна, моча, желчь, внутриклеточные жидкости) определяется их электролитным составом и биологической функцией жидкостей. Нарушения в деятельности органов, вырабатывающих биологические жидкости, приводят к изменениям рН последних и, наоборот, длительное смещение кислотно-основного равновесия биологических жидкостей вызывает отклонение в работе этих органов.

Лекарственные препараты, применяемые для лечения, претерпевают различные протолитические реакции в водных растворах и желудочном соке, что необходимо учитывать при назначении лекарств, а также при необходимости применения последних в капсулах. Для определения рН растворов электролитов, каковыми являются биологические жидкости организма, в клинике используют следующие методы: колориметрический и потенциометрический.

Колориметрический метод основан на сравнении окраски индикатора в исследуемой пробе с эталонной шкалой, его основное достоинство – экспрессность. Более точным и современным методом определения рН биологических сред является метод потенциометрии, суть которого состоит в измерении ЭДС гальванической цепи (рН раствора), состоящей из индикаторного и вспомогательного электродов, опущенных в исследуемый раствор. При этом различают прямую потенциометрию, позволяющую определять концентрацию

99

свободных ионов гидроксония в водном растворе (рН), и потенциометрическое титрование, при котором устанавливается общее содержание кислых слабоионизирующих продуктов обмена. Потенциометрический метод имеет ряд преимуществ перед колориметрическим, а именно: погрешность потенциометрического титрования составляет 0,5-1%, потенциометрия позволяет проводить анализ окрашенных и мутных биологических жидкостей.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

1.Овладеть практическими навыками измерения рН биологических жидкостей колориметрическим и потенциометрическим методами.

2.На основании полученных результатов произвести оценку состояния кислотно-основного равновесия исследуемых биологических жидкостей – норма, ацидоз, алкалоз.

3.Объяснить возможное смещение рН биологических жидкостей от нормы. Предложить препараты для коррекции нарушенного кислотно-основного равновесия.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ

РАБОТЫ:

Опыт 1. Колориметрическое определение рН некоторых биологических жидкостей

Колориметрическое определение рН биологических жидкостей проводят с помощью универсальной индикаторной бумаги. Для этого в стаканчик наливают с помощью цилиндра 20-30 мл исследуемой жидкости и погружают в нее полоску индикаторной бумаги, после чего быстро вынимают полоску бумаги и сравнивают ее окраску с цветной шкалой (стаканчики с исследуемыми растворами сохраняют для следующего опыта). Результаты определения заносят в табл. 30.

Опыт 2. Потенциометрическое определение рН биологических жидкостей

Потенциометрическое определение рН растворов проводят с помощью потенциометра со стеклянным и хлорсеребряным электродами. Для этого включают прибор в сеть на 220 В и дают прогреться примерно 20 минут. После этого промывают электроды дистиллированной водой, осушают фильтровальной

100