Решение задачи: Равновесие раствора и осадка, Произведение Растворимости

Ниже представлены развернутые ответы на вопросы из списка, подготовленные в удобном для переписывания виде с использованием химических формул и медицинских примеров. Вопрос 51. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Константа растворимости (произведение растворимости). Условия растворения и образования осадков. В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается динамическое равновесие между осадком и ионами в растворе. Например, для соли \(BaSO_{4}\): \[BaSO_{4} (тв) \rightleftharpoons Ba^{2+} (р-р) + SO_{4}^{2-} (р-р)\] Константа этого равновесия называется произведением растворимости (ПР или \(K_{s}\)). Она равна произведению концентраций ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов: \[K_{s}(BaSO_{4}) = [Ba^{2+}] \cdot [SO_{4}^{2-}]\] Условия образования и растворения осадка: 1. Осадок образуется, если произведение концентраций ионов в растворе больше величины \(K_{s}\): \(ПИ > K_{s}\). 2. Осадок растворяется, если произведение концентраций ионов меньше величины \(K_{s}\): \(ПИ < K_{s}\). Медицинское значение: Формирование камней в почках (оксалаты кальция \(CaC_{2}O_{4}\)) происходит при превышении ПР этих солей в моче. В рентгенологии используют взвесь \(BaSO_{4}\), так как из-за крайне низкого значения \(K_{s}\) концентрация токсичных ионов бария в растворе ничтожна. Вопрос 54. Механизм действия буферных систем. Факторы, определяющие pH буферной системы. Буферные системы — это растворы, способные сохранять постоянство pH при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей, а также при разбавлении. Рассмотрим на примере ацетатного буфера (\(CH_{3}COOH + CH_{3}COONa\)): 1. При добавлении кислоты (\(H^{+}\)) она связывается солью: \[CH_{3}COO^{-} + H^{+} \rightarrow CH_{3}COOH\] 2. При добавлении щелочи (\(OH^{-}\)) она нейтрализуется кислотой: \[CH_{3}COOH + OH^{-} \rightarrow CH_{3}COO^{-} + H_{2}O\] Значение pH буфера рассчитывается по уравнению Гендерсона-Хассельбаха: \[pH = pK_{a} + \lg \frac{[соль]}{[кислота]}\] Факторы, определяющие pH: - Природа слабой кислоты (величина \(pK_{a}\)). - Соотношение концентраций компонентов буферной пары. Вопрос 55. Буферная емкость. Факторы, влияющие на величину буферной емкости. Зона буферного действия. Буферная емкость (\(B\)) — это количество сильной кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 литру раствора, чтобы изменить его pH на одну единицу. Факторы, влияющие на емкость: 1. Концентрация компонентов: чем выше общая концентрация буфера, тем выше его емкость. 2. Соотношение компонентов: максимальная емкость наблюдается при равенстве концентраций соли и кислоты, то есть когда \(pH = pK_{a}\). Зона буферного действия — это интервал pH, в котором буфер эффективен. Обычно он составляет: \[pH = pK_{a} \pm 1\] Вопрос 56. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая, белковая. Кровь является важнейшей биологической средой, pH которой поддерживается в узком диапазоне (7,36–7,44). 1. Гидрокарбонатная система (\(H_{2}CO_{3} / HCO_{3}^{-}\)): Самая мощная и быстрая. Регулируется легкими (выведение \(CO_{2}\)) и почками. 2. Фосфатная система (\(H_{2}PO_{4}^{-} / HPO_{4}^{2-}\)): Играет большую роль в тканях и моче, где концентрация фосфатов выше. 3. Гемоглобиновая система: Обеспечивает около 75% буферной емкости цельной крови. Гемоглобин (\(HHb\)) и оксигемоглобин (\(HHbO_{2}\)) обладают свойствами слабых кислот. 4. Белковая система: Белки плазмы (альбумины) проявляют амфотерные свойства благодаря наличию групп \(-COOH\) и \(-NH_{2}\). Вопрос 61. Электродные потенциалы и механизм их возникновения. Уравнение Нернста. При погружении металла в раствор его соли возникает двойной электрический слой на границе раздела фаз, что приводит к появлению электродного потенциала. Величина потенциала (\(E\)) зависит от природы металла, температуры и концентрации ионов в растворе. Она описывается уравнением Нернста: \[E = E^{0} + \frac{RT}{nF} \ln \frac{[Ox]}{[Red]}\] Для стандартных условий (\(T = 298 K\)) и перехода к десятичному логарифму: \[E = E^{0} + \frac{0,059}{n} \lg c(Me^{n+})\] Где \(E^{0}\) — стандартный электродный потенциал, \(n\) — число электронов, \(c\) — молярная концентрация ионов. В медицине измерение биопотенциалов лежит в основе методов диагностики: ЭКГ (сердце), ЭЭГ (мозг), ЭМГ (мышцы). Вопрос 69. Реакции окисления-восстановления с участием перманганата калия в кислой, щелочной и нейтральной средах. Перманганат калия (\(KMnO_{4}\)) — сильный окислитель. Характер его восстановления зависит от pH среды: 1. В кислой среде (\(H^{+}\)): ион \(MnO_{4}^{-}\) восстанавливается до \(Mn^{2+}\) (раствор обесцвечивается). \[MnO_{4}^{-} + 8H^{+} + 5e^{-} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_{2}O\] 2. В нейтральной среде (\(H_{2}O\)): восстанавливается до оксида марганца (IV) (бурый осадок). \[MnO_{4}^{-} + 2H_{2}O + 3e^{-} \rightarrow MnO_{2} \downarrow + 4OH^{-}\] 3. В сильнощелочной среде (\(OH^{-}\)): восстанавливается до манганат-иона (раствор зеленеет). \[MnO_{4}^{-} + e^{-} \rightarrow MnO_{4}^{2-}\] Медицинское применение: \(KMnO_{4}\) используется как антисептик. При контакте с органическими веществами тканей (нейтральная среда) выделяется атомарный кислород и выпадает осадок \(MnO_{2}\), что обеспечивает дезинфицирующее и прижигающее действие.