лікувального факультету і ФПСЗС з загальної хімії
Тема: Теорія слабких і сильних електролітів.
1. НАВЧАЛЬНІ І ВИХОВНІ ЦІЛІ:
Ознайомити студентів-медиків з основними положеннями теорії електролітичноїдисоціації, з теоріями сильних і слабких електролітів, а також з роллю електролітів в організмі людини. Сформувати уявлення про кислотно-основному рівновазі в організмі людини і біологічних буферних системах, що підтримують кислотно-основний гомеостаз.
МОТИВАЦІЯ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ:
Підтримка кислотно-основного та електролітного рівноваги в тканинах, біологічних рідинах вкрай важливо для нормального функціонування організму. Зміна електролітного складу призводить до зміни реакції середовища біологічних рідин. По-перше, іони Н + надають каталітичну дію на багато біохімічні перетворення. По-друге, ферменти і гормони проявляють біологічну активність тільки в строго визначеному інтервалі значень рН (наприклад, фермент пепсин, який бере участь у розщепленні їжі в шлунку, активний лише при рН = 1,5). По-третє, навіть невеликі зміни концентрації катіонів Н + відчутно впливають на величину осмотичного тиску в цих рідинах. Підтримка постійної кислотності крові і тканинних рідинах регулюється за допомогою декількох буферних систем. Одним із способів діагностики захворювань є визначення рН шлункового соку, крові, сечі.
ВИМОГИ ДО вихідного рівня знань:
а) поняття про електролітах і неелектролітів;
б) сильні і слабкі електроліти, ступінь електролітичноїдисоціації;
в) теорія електролітичноїдисоціації Аррениуса.
В результаті проведення заняття студент повинен:
· Основні положення теорії електролітичної дисоціації;
· Поняття про сильні і слабкі електролітах;
· Поняття про буферні розчинах;
· Механізм дії буферних розчинів;
· Буферні системи організму.
· Вирішувати розрахункові завдання по обчисленню ступеня дисоціації, концентрації катіонів водню і рН розчинів сильних електролітів;
· Вирішувати розрахункові завдання по обчисленню ступеня дисоціації, концентрації катіонів водню і рН розчинів слабких електролітів;
· Вирішувати розрахункові завдання на обчислення рН буферних розчинів;
· Визначати рН сильних і слабких електролітів різними методами;
· Виконувати розрахункові задачі.
2. ЗВ'ЯЗОК СО суміжних дисциплін:
Отримані знання за розрахунками рН буферних розчинів і буферної ємності необхідні студентам при вивченні біохімії, нормальної і патологічної фізіології, судової медицини, анестезіології, реаніматології, а також загальної та клінічної фармакології.
3. Контрольні питання ПО ТЕМІ ЗАНЯТТЯ:
3.1 Кислотно-основна рівновага в розчинах.
3.2 Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник і методи його визначення.
3.3 Буферні системи: визначення, класифікація та механізм дії. Розрахунок pH буферних систем.
3.4 Визначення буферної ємності системи. Від яких факторів вона залежить?
3.5 Буферні системи крові. Механізм кислотно-лужної рівноваги в організмі людини.
4. ПРАКТИЧНА ЧАСТИНА
Лабораторна робота № 1
Визначення рН біологічних рідин потенціометричним методом
ЗАВДАННЯ 1. Визначте приблизне значення рН запропонованих розчинів за допомогою універсального індикаторного паперу, для чого занурте смужку індикаторного паперу в досліджуваний розчин і порівняйте забарвлення зі стандартною шкалою. Занесіть дані в таблицю 1.
ЗАВДАННЯ 2. Визначте значення рН тих же розчинів за допомогою рН-метра зі скляним електродом. Розрахуйте концентрацію катіонів водню за формулою: [H +] = 10~ рН і занесіть результати в таблицю.
Таблиця 1 - Визначення рН розчинів
Для кожного буферного розчину визначте значення рН дослідним шляхом і розрахуйте значення рН за рівнянням Гендерсона-Гассельбаха (при цьому відношення концентрацій можна замінити відношенням обсягів, тому що в даному випадку нормальні концентрації кислоти і солі однакові). Дані внесіть в таблицю 2.
1) вкажіть мета роботи;
2) заповніть таблиці;
3) запишіть хімічні рівняння відповідних реакцій;
4) за результатами виконання кожного завдання зробіть відповідні висновки, проаналізувавши, від яких чинників залежить рН і ємність буферних розчинів.
Теоретичні основи КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО РІВНОВАГИ
Згідно іонної теорії КИСЛОТИ - з'єднання, які при електролітичноїдисоціації у водному розчині утворюють іони водню Н +:
НАn # 8644; Н + + Аn~
ПІДСТАВИ - з'єднання, які при електролітичноїдисоціації у водному розчині утворюють іони гідроксилу ОН~:
KtОН # 8644; Kt + + ОН~
Розглядаючи кислотно-основні рівноваги в водних розчинах в подальшому будемо вважати їх наближаються до ідеальних розчинів, тобто активністю іонів нехтуємо (а → с).
Тоді відповідно до закону діючих мас:
Вода проявляє як слабкі кислотні, так і основні властивості (амфоліт): Н2 Про # 8644; Н + + ОН ¯ ,
При 25 о С К (Н2 О) = 1,8 · 10 # 713; 16 (може бути обчислений по електропровідності води). Можна вважати, що С (Н2 О) - величина постійна і дорівнює 55,58 моль / л. отже:
Позначимо К (Н2 О) [Н2 О] = КW. де КW - іонний добуток води - величина постійна при даній температурі не тільки для чистої води, але і для розбавлених водних розчинів будь-яких речовин.
КW = [Н +] · [ОН ¯ ] = 10 # 713; 14 (при 25 о С) (4)
КW дає можливість розрахувати концентрацію Н + при відомій концентрації ОН # 713; і навпаки.
Для чистої води (середа нейтральна):
[Н +] = [ОН ¯ ] = = 10 # 713; 7 моль / л
Якщо [Н +] вище 10~ 7 моль / л, а [ОН ¯ ], Відповідно, нижче, то середовище кисле і навпаки.
При розрахунках [Н +] зручніше висловлювати через водневий показник рН - негативний десятковий логарифм молярної концентрації іонів водню в розчині:
відповідно, рОН = - lg [ОН ¯ ] І рН + рОН = 14 (5)
Величиною рН користуються для характеристики розбавлених водних розчинів. рН <7 – среда кислая; рН = 7 – нейтральная; рН> 7 - лужна.
Для приблизного визначення рН середовища служать кислотно-основні ІНДИКАТОРИ - слабкі органічні кислоти або підстави, іонні і молекулярні форми яких мають різне забарвлення, що вказує на рН середовища. Наприклад, в розчині індикатора метилового оранжевого встановлюється рівновага:
НInd # 8644; Н + + Ind~,
зміщається в залежності від рН середовища.
Універсальний індикатор - це суміш декількох індикаторів, інтервал переходу забарвлення яких охоплюють шкалу рН від 1 до 14. Точність рН не перевищує 0,5 одиниць рН.
Буферними називають розчини, що підтримують певну концентрацію іонів водню (рН) при розведенні і незначно змінюють її при додаванні невеликих кількостей сильних кислот або лугів. До них відносяться:
1. Розчини, що містять слабку кислоту і сіль цієї кислоти і сильної основи (СН3 СООН + СН3 СООNa);
2. Розчини, що містять слабка основа і сіль цього підстави і сильної кислоти (NH4 OH + NH4 Cl);
3. Розчини, що містять суміш солей слабких многоосновних кислот (Na2 HPO4 + NaH2 PO4);
4. Розчини, що містять суміш середньої гідролізу солі і кислої солі цієї ж кислоти (NaHCO3 + Na2 CO3).
Розрахунок рН буферного розчину виробляють по універсальної формули Гендерсона-Гассельбаха:
Покажемо, що буферна суміш, наприклад, СН3 СООН + СН3 СООNa, має здатність в певних межах підтримувати постійним рН розчину.
При додаванні лугу відбудеться реакція:
при цьому відбувається зв'язування іонів ОН~.
При додаванні кислоти протікає реакція:
HCl + CH3 COONa → CH3 COOH + NaCl,
тобто відбувається зв'язування іонів Н +.
рН буферного розчину залежить від співвідношення концентрацій солі і кислоти. Змінюючи це відношення можна отримати буферний ряд, тобто серію розчинів з послідовно змінюється величиною рН.
Буферної ємності називається кількість речовини еквівалента сильної кислоти або лугу (моль), необхідне для зсуву рН 1 л буферного розчину на одну одиницю.
де # 916; b - кількість доданої лугу або кислоти;
рН0 - водневий показник вихідного буферного розчину;
рН1 - водневий показник буферного розчину після додавання сильної кислоти або лугу.
Буферна ємність розчину тим вище, чим більше концентрації компонентів і чим менше ці концентрації розрізняються між собою.
Розведення розчину не впливає на зміну рН, але сильно впливає на величину буферної ємності.
Підтримання постійного рівня рН в крові і тканинних рідинах досягається завдяки наявності декількох буферних систем. Найважливіші з них:
1. Гідрокарбонатна буферна система характеризується рівновагою молекул слабкої вугільної кислоти з утворюються при її дисоціації гідрокарбонат-іонами:
В організмі вугільна кислота утворюється при гідратації СО2 - продукту окислення органічних речовин:
Процес прискорюється ферментом карбоангидразой.
2. Фосфатна буферна система характеризується рівновагою:
3. Буферна система оксигемоглобін-гемоглобін, на частку якої припадає приблизно 75% ємності крові, характеризується рівновагою між іонами гемоглобіну Нb~ і самим гемоглобіном ННb (дуже слабка кислота, КННb = 6,3 # 8729; 10 # 713; 9; рКННb = 8,2):
Нb~ + Н + # 8644; ННb (3а)
Нb ¯ + Н2 Про # 8644; ННb + ОН ¯. (3б)
а також між іонами оксигемоглобіну НbО2 ~ і самим оксигемоглобіном ННbО2 (сильніша кислота, ніж ННb кислота - К (ННbО2) = 1,12 # 8729; 10 # 713; 7. рК (ННbО2) = 6,95):
Гемоглобін і оксигемоглобін пов'язані рівновагою:
При надходженні в кров сильних кислот значна частина іонів Н + негайно ж зв'язується з іонами НСО3 ~, НРО4 2 # 713 ;, Нb~ і НbО2 ~ відповідно до рівнянь:
КНb + HCl # 8644; ННb + KCl
NaHbО2 + HCl # 8644; ННbО2 + NaCl
Ці ж буферні системи обмежують зростання рН при надходженні в кров лугів. Іони гідроксилу взаємодіють з вільними Н2 СО3. ННb, ННbО2 і іонами дигидрофосфата за схемами:
HНb + NaOH # 8644; NaНb + Н2 Про
Таким чином, всі буферні системи крові і тканинних рідин утворюють єдину взаємопов'язану систему.
6. Питання для самоконтролю знань:
6.1 Слабкі електроліти. Ступінь дисоціації, константа дисоціації.
6.2 Сильні електроліти. Іонна сила, коефіцієнт активності, активність.
6.3 Буферні системи: визначення, класифікація та механізм дії. Розрахунок рН буферних систем.
6.4 Визначення буферної ємності системи. Від яких факторів вона залежить?
6.5 Буферні системи крові. Механізм кислотно-лужної рівноваги в організмі людини.
Завдання для самостійної роботи:
1. Константа кислотності оцтової кислоти дорівнює 1,8 · 10 # 713; 5 (25 о С). Обчислити ступінь її дисоціації в 0,005 М розчині і рН розчину.
2. Розрахуйте іонну силу розчину, активність іона Н + і рН 0,01 М розчину HCl.
3. Чому дорівнює концентрація гідроксид-іонів в розчині, рН якого дорівнює 10,8?
Відповідь: 6,3 # 903; 10 # 713; 4 моль / л
4. Розрахуйте рН буферного розчину, що містить 1 л 0,1 моль оцтової кислоти і 0,01 моль натрій ацетату. Ка (СН3 СООН) = 1,8 · 10 # 713; 5. Як зміниться рН при додаванні до 1 л розчину: а) 0,001 моль HCl; б) 0,001 моль NaOH?
Відповідь: 3,785; 0,05; 0,05
1. Конспект лекцій;
3. Ленський, А.С. Введення в біонеорганічної і біофізичну хімію: Навч. посібник для студ. мед. вузів А.С.. Ленський. - М. Вища. шк, 1989. - C. 143-160.