Медицински факултет и FPSZS цяло химия
Относно: Теорията на силни и слаби електролити.
1. Обучение и образователни цели:
Запознайте студенти по медицина с основните положения на теорията за електролитната дисоциация, с теорията на силни и слаби електролити, както и ролята на електролитите в човешкото тяло. За да се генерира идеи за киселинно-алкалния баланс в системите на човешкото тяло и биологичен буфер, които поддържат киселина-база хомеостазата.
Мотивация за учене теми:
Поддържане на киселина-основа и електролитен баланс в тъкани и биологични течности е изключително важно за нормалното функциониране на тялото. Промяна на състава на електролита води до промяна в реакционната среда на биологични течности. На първо място, на Н + йони имат каталитичен ефект върху много биохимични трансформации. Второ, ензими и хормони проявяват биологична активност само в много специфичен обхват от стойности на рН (например, пепсин ензим участва в разграждането на храна в стомаха е активна само при рН = 1.5). Трето, дори малки промени в концентрацията на + катиони H оказват съществено влияние върху величината на осмотичното налягане в тези течности. Поддържането на постоянно кръвно киселинност и тъканните течности се регулира от няколко буферни системи. Един от методите за диагностициране на болестта е да се определи стойността на рН на стомашния сок, кръв и урина.
Изисквания към първоначалното ниво на знания:
а) Концепцията на електролити и не-електролити;
б) на силните и слабите електролити, степен на електролитна дисоциация;
в) Арениус теория на електролитна дисоциация.
В резултат на уроци студент трябва да:
· Основните положения на теорията за електролитната дисоциация;
· Концепцията на силни и слаби електролити;
· Понятието буферни разтвори;
· Механизъм на буферни разтвори;
· Буферни системи на тялото.
· Решаване изчислителна задача за изчисляване на степента на дисоциация, концентрацията на водород катионите и рН на разтвори на силни електролити;
· Решаване изчислителна задача за изчисляване на степента на дисоциация, концентрацията на водород катионите и рН на разтвори на слаби електролити;
· Решаване на изчислителни проблеми при изчисляването рН буферни разтвори;
· PH идентифицират силните и слабите електролити различни методи;
· Извършване на изчислителни задачи.
2. свързана дисциплина:
Познаването придобит от изчисления рН буфери и буферен капацитет, необходими за студенти в изследването на биохимията, нормална и патологична физиология, съдебната медицина, анестезиология, интензивни грижи, както и обща и клинична фармакология.
3. Преглед на въпроси, свързани дейности:
3.1 киселинно-алкалния баланс в разтворите.
3.2 Дисоциацията на вода. Йонната продукта от вода. индекс водород и методи за неговото определяне.
3.3 Буферни системи: определение, класификация и механизъм на действие. Изчисляване на рН буферни системи.
3.4 Определяне на буферната способност на системата. На какви фактори зависи?
3.5 буфер кръвни системи. Механизмът на киселина-основа баланс в човешкото тяло.
4. практическата част
Lab № 1
Определяне на рН на биологични течности потенциометричен метод
РЕФЕРЕНТЕН 1. Определяне на приблизително рН на предложените използване универсална индикаторна хартия разтвори, които потопят тест хартия ивица в тестовия разтвор и сравняват цвят с стандартна скала. Въведете информацията в таблица 1.
СПРАВКА 2. Определяне на рН на същия разтвор с помощта на рН-метър със стъклен електрод. Изчислява се концентрацията на катиони водородните с формулата: [Н +] = 10 ~ рН и записване на резултатите в таблица.
Таблица 1 - Определяне на рН на разтвори
За всеки буферен разтвор рН се определи от експеримент и се изчислява стойността на рН на уравнението на Henderson-Gasselbaha (съотношението на концентрацията на обемното съотношение може да бъде заменен, тъй като в този случай нормалната концентрация на киселина и соли на същата). Въведените данни в таблица 2.
1) дефинира целта на работата;
2) да попълните в таблицата;
3) записване на съответните химични реакционни уравнения;
4) резултатите от всяка задача правят съответните изводи анализира какво фактори и зависи от рН буферен капацитет на разтвора.
Теоретични основи киселина-база баланс
Според теорията на йон киселина - съединение, което, когато електролитната дисоциация във воден разтвор, за образуване на водородни йони Н +:
Нан # 8644; Н + + Един ~
ОСНОВАТА - съединения, които електролитна дисоциация във воден разтвор, за да се образуват хидроксилни йони по ~:
KtON # 8644; Кт + + ON ~
Предвид алкално-киселинното равновесие във водните разтвори в бъдеще ще поемат приближава идеално решение, т.е. пренебрегване йон активност (а → в).
След това, в съответствие със закона за действието на масите:
Вода проявява като слаби киселинни и основни свойства (ampholyte): Н 2О # 8644; Н + + ОН ¯ ,
При 25 ° С К (Н 2О) = 1,8 * 10 # 713; 16 (може да бъде изчислена от електрическата проводимост на вода). Може да се предположи, че С (Н 2О) - постоянна и равна на 55,58 мола / л. Ето защо:
Нека К (Н 2О) [Н 2О] = KW. където KW - йонна продукт на вода - постоянна при дадена температура, не само за чиста вода, но също и за разредени водни разтвори на всяко вещество.
KW = [Н +] · [ОН ¯ ] = 10 # 713; 14 (при 25 ° С) (4)
KW прави възможно да се изчисли концентрацията на Н + при известна концентрация на ОН # 713; и обратно.
Чистата вода (средносрочен неутрален):
[Н +] = [ОН ¯ ] = 10 # 713; 7 мол / л
Ако [Н +] над 10 ~ 7 мола / л, и [ОН ¯ ], Съответно, по-долу, средата е кисела и обратно.
При изчисляване на [Н +] е по-удобно да се изрази като рН - отрицателен логаритъм на моларната концентрация на водородни йони в разтвор:
съответно Poh = - LG [ОН ¯ ] И рН Poh = 14 + (5)
РН се използва за характеризиране на разредени водни разтвори. рН <7 – среда кислая; рН = 7 – нейтральная; рН> 7 - алкална.
За сближаване на рН на средата да служи като основа киселина показатели - слаби органични киселини или основи, йонни и молекулярни форми, които имат различни цветове, показващи рН на средата. Например, метил оранжев индикатор в разтвор е установено равновесие:
NInd # 8644; Н + + Ind ~,
измества в зависимост от рН.
Universal индикатор - смес от няколко показателя, цвят преход рН диапазон, който обхваща скала от 1 до 14. Точността на определяне на рН не повече от 0.5 рН единици.
Наречен буферни разтвори, които поддържат определен водороден йон концентрация (рН) при разреждане и модифициращи леко при добавяне на малки количества от силни киселини или основи. Те включват:
1. Разтвори, съдържащи слаба киселина и сол на киселината и силна основа (СН3 + CH3 СООН SOONa);
2. Разтвори, съдържащи слаба основа и сол на силна киселина и основа (NH4 OH + NH4 Cl);
3. Разтвори, съдържащи смес на соли на слаби поликиселини (Na2 НРО 4 + NaH2 РО4);
4. Разтвори, съдържащи смес от средни хидролизируеми соли и кисели соли на същата киселина (NaHCO3 + Na2 CO3).
Изчисляване на рН буферен разтвор, произведен от универсален уравнението на Henderson-Gasselbaha:
Ние показваме, че буферният разтвор, например, СН3 + CH3 СООН SOONa, има способността да се поддържа в определени граници постоянно рН.
При добавяне на алкална реакция възниква:
По този начин е налице задължителни за ~ йони.
Когато добавянето реакцията на киселина се среща:
HCl + CH3 COONa → СН3 COOH + NaCl,
т.е. свързването на Н + йони.
рН буферен разтвор зависи от съотношението на концентрациите на соли и киселини. Чрез промяна на това съотношение може да се получи буфер номер, т.е. серия от разтвори с последователно променя рН.
Буфер капацитет е количеството вещество на силна киселина или основа еквивалент (мол), необходима да измести 1 л разтвор рН буфер на единица.
където # 916; б - количеството на добавена основа или киселина;
rN0 - изходен рН стойността на буферен разтвор;
рН 1 - стойността на рН на буферен разтвор, след добавяне на силна киселина или основа.
Капацитетът на буфер на разтвора е по-висока, толкова по-голяма концентрация на компоненти и по-малко от тези концентрации се различават.
Разреждане на разтвора не променя рН, но е силно повлияна от размера на буферен капацитет.
Поддържането на постоянно ниво на рН в кръвта и тъканните течности се постига чрез наличието на няколко буферни системи. Най-важните са:
1. хидрогенкарбонат буферна система се характеризира с ниско молекулно равновесие на въглена киселина с водородни йони, образувани по време на дисоциация:
В тялото на въглена киселина, образувана от хидратация на СО2 - Каталог окисляване на органични вещества:
Процесът се ускорява от ензим карбоанхидразата.
2. Системата за фосфатен буфер се характеризира с равновесието:
3. оксихемоглобин на буферна система, хемоглобин, което представлява приблизително 75% от кръвоносния съд, характеризиращ се с баланс между йони от хемоглобина и хемоглобинът Nb ~ NNB (много слаба киселина, KNNb = 6.3 # 8729; 10 # 713; 9; rKNNb = 8.2):
Nb + Н ~ # 8644; NNB (3а)
полупансион ¯ + Н 2О # 8644; NNB + ОН ¯, (3b)
и между йони и оксихемоглобин NbO2 ~ NNbO2 от оксихемоглобин (силна киселина от NNB киселина - К (NNbO2) = 1.12 # 8729; 10 # 713; 7. рКа (NNbO2) = 6.95):
Хемоглобин и оксихемоглобин свързан равновесие:
При въвеждане на кръвоносните силни киселини значителна част на Н + йони веднага се свързва с йони HCO3 ~ 2 НРО 4 # 713; и Nb ~ ~ NbO2 съгласно уравненията:
KNB + HCl # 8644; NNB + KCl
NaHbO2 + HCl # 8644; NNbO2 + NaCl
Тези буферни системи ограничаване нарастването на рН при въвеждане на кръвоносните основи. хидроксилните йони взаимодействат с безплатен Н2 CO3. NNB, NNbO2 и дихидроген фосфатни йони по схемата:
HNB + NaOH # 8644; NANB + Н 2О
По този начин, всички буферни системи на кръвта и тъканните течности образуват един последователна система.
6. Въпросите за самопознанието:
6.1 Слаби електролити. Степента на дисоциация, константата на разпадане.
6.2 силни електролити. Йонната сила, фактор дейност, дейността.
6.3 Буферни системи: определение, класификация и механизъм на действие. Изчисляване на рН буферни системи.
6.4 Определяне на буферната способност на системата. На какви фактори зависи?
6.5 буфер кръвни системи. Механизмът на киселина-основа баланс в човешкото тяло.
Задачи за самостоятелна работа:
1. оцетна киселина киселинност константа е 1.8 х 10 # 713; 5 (25 ° С). Изчислява степента на дисоциация в разтвор, и 0.005 М разтвор на рН.
2. Изчисляване на йонната сила на разтвора, активността на Н + йони и рН на 0,01 М разтвор на солна киселина.
3. Какво е концентрацията на хидроксиден йон в разтвор, рН на която е равна на 10.8?
Отговор: 6.3 903 #, 10 # 713; 4 мол / л
4. Изчислява се рН на буферен разтвор, съдържащ 1 л 0,1 М оцетна киселина и 0,01 мола натриев ацетат. Са (CH 3 COOH) = 1,8 * 10 # 713; 5. Методи за промяна на рН чрез добавяне на 1 литър разтвор: а) 0,001 мола солна киселина; б) 0,001 мол NaOH?
А: 3.785; 0.05; 0.05
1. Лекции;
3. Lena, AS Въведение в Бионеорганична и биофизика и химия: Обучение. надбавка за студенти. мед. /A.S университети. Lensky. - М. изпълнителния. седмично, 1989 - С 143-160.
Свързани статии