Facultatea de Medicină și FEPC pentru Chimie Generală
Subiect: Teoria electroliților slabi și puternici.
1. OBIECTIVELE EDUCAȚIONALE ȘI EDUCAȚIONALE:
Să familiarizeze studenții medicali cu tezele de bază ale teoriei disocierii electrolitice, cu teorii ale electroliților puternici și slabi, precum și cu rolul electroliților în corpul uman. Formeaza idei despre echilibrul acido-bazic in corpul uman si despre sistemele tampon biologice care sustin homeostaza bazata pe acid.
MOTIVAȚIA DE DEZVOLTARE A TEMEIULUI:
Menținerea acido-bazic și echilibrul electrolitic în țesuturile și fluidele biologice este extrem de important pentru funcționarea normală a organismului. Schimbarea compoziției electroliților conduce la o schimbare în reacția mediului lichidelor biologice. În primul rând, ionii H + au un efect catalitic asupra multor transformări biochimice. In al doilea rand, enzime si hormoni prezintă activitate biologică numai în gama foarte specific de valori ale pH-ului (de exemplu, enzima pepsină implicată în descompunerea alimentelor în stomac este activă doar la pH = 1,5). În al treilea rând modificări, chiar și mici în concentrația cationilor + H afectează în mod semnificativ valoarea presiunii osmotice în aceste fluide. Menținerea unei acidități constante a sângelui și fluidele țesuturilor este reglementată de mai multe sisteme tampon. O modalitate de a diagnostica bolile este determinarea pH-ului sucului gastric, sângelui, urinei.
CERINȚE LA NIVELUL INIȚIAL AL CUNOAȘTERII:
a) conceptul de electroliți și non-electroliți;
b) electroliții puternici și slabi, gradul de disociere electrolitică;
c) teoria disocierii electrolitice Arrhenius.
Ca urmare a lecției, studentul trebuie:
· Principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice;
· Conceptul de electroliți puternici și slabi;
· Conceptul soluțiilor tampon;
· Mecanismul de acțiune al soluțiilor tampon;
· Sisteme tampon ale corpului.
· Rezolvarea sarcinilor de proiectare pentru calcularea gradului de disociere, a concentrației de cationi de hidrogen și a pH-ului soluțiilor de electroliți puternici;
· Rezolvarea sarcinilor de proiectare pentru calcularea gradului de disociere, a concentrației de cationi de hidrogen și a pH-ului soluțiilor de electroliți slabi;
· Rezolva sarcini de proiectare pentru calculul pH-ului soluțiilor tampon;
· Determinarea pH-ului electroliților puternici și slabi prin diverse metode;
· Efectuați sarcini de decontare.
2. COMUNICAREA CU DISCIPLINE:
Cunoștințele acumulate prin tampoane calcule pH-ului și a capacității tampon necesare studenților în studiul de biochimie, fiziologie normală și patologică, medicină legală, anestezie, terapie intensiva, precum si farmacologice si clinice.
3. ÎNTREBĂRI PRIVIND CONTROLUL PE TEMA SESIUNII:
3.1 Echilibrul acido-bazic în soluții.
3.2 Disocierea apei. Produs ionic de apă. Indicele de hidrogen și metodele de determinare a acestuia.
3.3 Sisteme tampon: definirea, clasificarea și mecanismul de acțiune. Calcularea pH-ului sistemelor tampon.
3.4 Determinarea capacității tampon a sistemului. Pe ce factori depinde?
3.5 Sisteme tampon de sânge. Mecanismul echilibrului acido-bazic în corpul uman.
4. PARTEA PRACTICĂ
Lucrări de laborator nr. 1
Determinarea pH-ului fluidelor biologice prin metoda potențiometrică
EVALUARE 1. Determinați valoarea pH-ului aproximativ al soluțiilor propuse folosind o hârtie indicatoare universală prin scufundarea unei benzi de hârtie de testare în soluția de testare și comparând culoarea cu scala standard. Înregistrați datele din Tabelul 1.
ANEXA 2. Determinați valoarea pH-ului acelorași soluții folosind un pH-metru cu un electrod de sticlă. Calculați concentrația de cationi de hidrogen cu formula: [H +] = 10 ~ pH și introduceți rezultatele în tabel.
Tabelul 1 - Determinarea pH-ului soluțiilor
Pentru fiecare soluție tampon pH determină prin experiment și se calculează valoarea pH-ului a ecuației Henderson-Gasselbaha (raportul de concentrație al raportului de volum poate fi înlocuit, deoarece în acest caz concentrația normală de acid și săruri ale acestora). Introduceți datele din Tabelul 2.
1) indică scopul lucrării;
2) completați tabelele;
3) scrieți ecuațiile chimice ale reacțiilor corespunzătoare;
4) Pe baza rezultatelor fiecărei sarcini, luați concluziile adecvate, analizând factorii care determină pH-ul și capacitatea soluțiilor tampon.
FUNDAȚII TEORETICE ALE ECHILIBRULUI ACID-BASIC
Conform teoriei ionice, ACIDS sunt compuși care, în timpul disocierii electrolitice într-o soluție apoasă, formează ionii de hidrogen H +:
nan # 8644; H + + An-
BASICS - compuși care, în timpul disocierii electrolitice într-o soluție apoasă, formează ioni de hidroxil OH:
KtON # 8644; Kt + + OH ~
Având în vedere echilibrul acido-bazic în soluții apoase, le vom considera de acum încolo ca fiind soluții ideale apropiate, adică activitatea ionică este neglijată (a → c).
Apoi, în conformitate cu legea maselor care acționează:
Apa prezintă atât proprietăți slab acide, cât și bazice (amfoliți): H2O # 8644; H + + OH ¯ .
La 25 ° C K (H20) = 1,8 · 10 # 713; 16 (se poate calcula din conductivitatea electrică a apei). Se poate presupune că C (H2O) este o valoare constantă și este egală cu 55,58 mol / l. Prin urmare:
Denumim cu K (H2O) [H2O] = KW. unde KW este produsul ionic al apei, o valoare constantă la o temperatură dată, nu numai pentru apa pură, dar și pentru soluțiile apoase diluate ale oricărei substanțe.
KW = [H +] - [OH ¯ ] = 10 # 713; 14 (la 25 ° C) (4)
KW face posibilă calcularea concentrației de H + la o concentrație cunoscută de OH # 713; și invers.
Pentru apă pură (mediu neutru):
[H +] = [OH ¯ ] = = 10 # 713; 7 mol / l
Dacă [H +] este mai mare de 10 ~ 7 mol / l și [OH ¯ ], respectiv, mai jos, atunci mediul este acid și invers.
Atunci când se calculează [H +], este mai convenabil să se exprime, prin pH-ul INDICATORULUI HIDROGEN, un logaritm zecimal negativ al concentrației moleculare de ioni de hidrogen în soluție:
respectiv, pOH = - lg [OH ¯ ] și pH + pOH = 14 (5)
Valoarea pH-ului este utilizată pentru a caracteriza soluțiile apoase diluate. pH <7 – среда кислая; рН = 7 – нейтральная; рН> 7 - alcalin.
Pentru o determinare aproximativa a pH-ului mediului, INDICATORII bazei acizi - acizi organici slabi sau baze ale caror forme ionice si moleculare au culori diferite care indica pH-ul mediului servesc. De exemplu, într-o soluție a indicatorului portocaliu-portocaliu, se stabilește un echilibru:
NInd # 8644; H + + Ind-,
în funcție de pH-ul mediului.
Un indicator universal este un amestec de mai mulți indicatori, dintre care intervalul de tranziție a culorii acoperă scala pH-ului de la 1 la 14. Precizia determinării pH-ului nu depășește 0,5 unități pH.
Tampoanele sunt soluții care susțin o anumită concentrație de ioni de hidrogen (pH) în timpul diluției și o modifică ușor atunci când se adaugă cantități mici de acizi sau alcalii puternici. Acestea includ:
1. Soluții care conțin un acid slab și o sare a acestui acid și o bază tare (CH3COOH + CH3COOHa);
2. Soluții care conțin o bază slabă și o sare a acestei baze și un acid tare (NH4OH + NH4CI);
3. Soluții care conțin un amestec de săruri de acizi polibazici slabi (Na2HP04 + NaH2P04);
4. Soluții care conțin un amestec de sare hidrolizabilă medie și sarea acidă a aceluiași acid (NaHC03 + Na2C03).
PH-ul soluției tampon este calculat prin formula Henderson-Hasselbach universal:
Să arătăm că un amestec tampon, de exemplu, CH3COOH + CH3COONa, are capacitatea, în anumite limite, de a menține un pH constant al soluției.
Când se adaugă alcaline, reacția va avea loc:
în același timp, ionii OH ions sunt legați.
Când se adaugă acidul, reacția se efectuează:
HCI + CH3 COONa → CH3COOH + NaCI,
și anume se produce legarea ionilor H +.
PH-ul soluției tampon depinde de raportul dintre concentrațiile de sare și acid. Prin schimbarea acestui raport, se poate obține o serie de tampon, adică o serie de soluții cu pH variabil succesiv.
CAPACITATEA BUFFERULUI este cantitatea unei substanțe echivalente acidului puternic sau alcalinului (mol) necesară pentru a deplasa pH-ul unui litru soluție tampon cu o unitate.
unde # 916; b este cantitatea de alcalii sau acid adăugate;
pH0 - indicele de hidrogen al soluției tampon inițiale;
pH1 este valoarea pH a soluției tampon după adăugarea de acid tare sau alcaline.
Capacitatea tampon a soluției este cea mai mare, cu atât este mai mare concentrația componentelor și cu atât sunt mai mici aceste concentrații.
Diluarea soluției nu afectează modificarea pH-ului, dar afectează puternic capacitatea tamponului.
Menținerea unui nivel constant al pH-ului în sânge și în fluide de țesut se realizează datorită prezenței mai multor sisteme tampon. Cele mai importante dintre ele:
1. Sistemul tampon de hidrocarbonat se caracterizează prin echilibrul moleculelor de acid carbonic slab cu ioni de hidrocarbură formați în timpul disocierii:
În organism, acidul carbonic este format în timpul hidratării CO2 - un produs de oxidare al substanțelor organice:
Procesul este accelerat de enzima anhidraza carbonică.
2. Sistemul tampon fosfat se caracterizează prin echilibru:
3. Sistemul tampon oxihemoglobină, hemoglobina, care reprezintă aproximativ 75% din vasul de sânge, caracterizat printr-un echilibru intre ionii de hemoglobina si hemoglobina Nb ~ NNB (acid foarte slab, KNNb = 6,3 # 8729; 10 # 713; 9; rKNNb = 8.2):
Hb + H + # 8644; HHb (3a)
Hb ¯ + H20 # 8644; HHb + OH ¯. (3b)
și între ionii și oxihemoglobină NbO2 ~ NNbO2 de oxihemoglobină (un acid mai puternic decât acidul NNB - K (NNbO2) = 1,12 # 8729; 10 # 713; 7. pK (NNbO2) = 6,95):
Hemoglobina și oxihemoglobina sunt legate de echilibru:
Când acizii puternici intră în sânge, o parte considerabilă a ionilor H + se leagă imediat de HCO3-, HPO4 2 # 713; Hb ~ și HbO2 ~ conform ecuațiilor:
KHB + HCI # 8644; HHb + KCI
NaHb02 + HCI # 8644; HNbO2 + NaCI
Aceleași sisteme tampon limitează creșterea pH-ului atunci când intră în sângele alcalinilor. Hidroxilii interacționează cu H2SO3 liber. HHb, HHbO2 și fosfat de dihidrogen conform următoarelor scheme:
HHb + NaOH # 8644; NaHb + H20
Astfel, toate sistemele tampon de sânge și fluide de țesut formează un singur sistem interconectat.
6. întrebări pentru controlul auto-cunoștințelor:
6.1 Electroliți slabi. Grad de disociere, constantă de disociere.
6.2 Electroliți puternici. Puterea ionică, coeficientul de activitate, activitatea.
6.3 Sisteme tampon: definirea, clasificarea și mecanismul de acțiune. Calcularea sistemelor tampon cu pH.
6.4 Determinarea capacității tampon a sistemului. Pe ce factori depinde?
6.5 Sisteme tampon de sânge. Mecanismul echilibrului acido-bazic în corpul uman.
Sarcini pentru munca independentă:
1. Constanta de aciditate a acidului acetic este de 1,8 x 10 # 713; 5 (25 ° C). Se calculează gradul de disociere în soluție 0,005 M și pH-ul soluției.
2. Calculați concentrația ionică a soluției, activitatea ionului H + și pH-ul soluției de HCI 0,01 M.
3. Care este concentrația de ioni de hidroxid într-o soluție a cărei pH este de 10,8?
Răspuns: 6,3 # 903; 10 # 713; 4 mol / l
4. Se calculează pH-ul soluției tampon conținând 1 litru de 0,1 moli de acid acetic și 0,01 moli de acetat de sodiu. Ca (CH3COOH) = 1,8 · 10 # 713; 5. Cum se va schimba pH-ul când se adaugă la 1 litru de soluție: a) 0,001 mol de HCI; b) 0,001 mol NaOH
Răspuns: 3,785, 0,05; 0,05
1. note de curs;
3. Lensky, A.S. Introducere în chimia Bioneorganic și Biophysical: Учеб. alocație pentru stud. miere de albine. universități / AC. Lenski. - M. Engleză. shk, 1989. - pp. 143-160.