Лекция тема: «Учение о растворах. Буферные растворы»


Скачать 98.19 Kb.
НазваниеЛекция тема: «Учение о растворах. Буферные растворы»
Дата публикации05.04.2014
Размер98.19 Kb.
ТипЛекция
referatdb.ru > Химия > Лекция
Ф КГМУ 4/3-04/02

ИП №6 от 14 июня 2007 г.




Карагандинский государственный медицинский университет

Кафедра фармацевтических дисциплин с курсом химии



ЛЕКЦИЯ
Тема: «Учение о растворах. Буферные растворы»


Дисциплина химия
Специальность 5В130100 «Общая медицина»
Курс 1

Время (продолжительность) 50 мин



Караганда 2012 г.

Утверждена на заседании курса химии

«29». 08. 2012 г. Протокол № 1



Ответственный за курс ______________Л.М. Власова

Тема: Учение о растворах. Буферные растворы.
Цель: Ознакомить студентов с классификацией растворов, растворимостью веществ, зависимостью их растворимости от различных факторов, коллигативными свойствами растворов. Ознакомить студентов с механизмом действия буферных растворов и значением буферных систем в организме.
План лекции:

  1. Учение о растворах.

  2. Коллигативные свойства растворов.

  3. Кислотно-основное равновесие.

  4. Буферные растворы.


Тезисы лекции.

Учение о растворах.

Раствор – это однофазная (гомогенная) многокомпонентная система переменного состава, состоящая из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия.

Растворимостью веществ называется способность определенного вещества растворяться в определенном растворителе.

Растворимость зависит от природы растворенного вещества и растворителя, температуры и внешнего давления. Способность кристаллических веществ, жидкостей и газов растворяться в жидкостях, в основном, зависит от полярностей растворенного вещества и растворителя. Если оба компонента полярны или неполярны, растворимость будет высокой, а если один компонент полярный, другой неполярный, растворимость должна быть низкой.

При растворении газов в кристаллических или жидких веществах объем раствора значительно уменьшается, в связи с этим при повышении давления растворимость газов в жидкостях возрастает. По закону У.Генри растворимость газов, характеризующаяся количеством вещества в 1000 г растворителя при постоянной температуре прямо пропорциональна его давлению над раствором: Сm = K1 p

Cm – моляльная концентрация газа в жидкости

К1 – коэффициент растворимости

р – давление газа

Исследуя растворимость газов И.М.Сеченов открыл, что присутствие электролитов уменьшает их растворимость

S = So l-pc

S – начальная растворимость газа

So- растворимость газа в чистом растворителе

    1. основа натурального логарифма

р- константа

с- концентрация электролита

На растворимость газов оказывают влияние и другие вещества. Изменение концентрации электролитов, белков, липидов и других веществ, содержащихся в крови оказывает влияние на растворимость О2 и СО2 в ней.

Газовый обмен протекающий между организмом человека и окружающей средой основан на законах У.Генри и И.М.Сеченова. Например «Кессонова болезнь» наблюдающаяся у водолазов, летчиков при переходе из среды с высоким атмосферным давлением в среду с более низким объясняется этими законами.

Коллигативные свойства растворов – это свойства разбавленных растворов нелетучего вещества в летучем растворителе. Они зависят от количества имеющихся молекул или ионов растворенного вещества, а не от природы растворенных частиц. К таким свойствам относятся:

осмотическое давление

понижение давления пара

повышение точки кипения

понижение точки замерзания растворов.

Диффузия.

ДИФФУЗИЯ – самопроизвольное выравнивание концентрации молекул, ионов в газах, жидкостях, твердых телах, обусловленное молекулярным движением. В растворах в результате диффузии идет самопроизвольный процесс выравнивания концентрации растворенного вещества в растворе. При этом молекулы растворителя и растворенного вещества переносятся туда, где их концентрация меньше. В ходе диффузии некоторая первоначальная упорядоченность распределении веществ сменяется полной беспорядоченностью их распределения. При этом энтропия системы возрастает. Когда концентрация раствора во всем объеме выравнивается, энтропия достигает максимума и диффузия прекращается.

Осмос.

В природе и живых организмах растворы отделены от растворителя мембранами, проницаемыми лишь для частиц растворителя и не пропускающими растворенные вещества. В этом случае будет наблюдаться односторонняя диффузия растворителя в раствор через разделяющую их полупроницаемую мембрану – осмос. Осмос наблюдается и в том случае, когда полупроницаемая мембрана разделяет два раствора с разными концентрациями. При этом растворитель перемешивается через мембрану от раствора менее концентрированного к раствору более концентрированному. Избыточное гидростатическое давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим давлением.

Явления осмоса играют очень важную роль в жизни животных и растительных организмов. Оболочки клеток представляют собой мембраны, легко проницаемые для воды и непроницаемые для веществ, растворенных во внутриклеточной жидкости. Проникая в клетки, вода создает в них избыточное давление и поддерживает их в напряженном состоянии. Очень эффективным осмотическим аппаратом является почка млекопитающих. Основная метаболическая функция почки состоит в удалении конечных продуктов обмена в крови. Эта функция осуществляется в значительной мере за счет осмоса в более концентрированный раствор – мочу - через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление.

Осмотическое давление неэлектролитов следует законам установленным для давления газов и может быть вычислено по уравнению Вант-Гоффа = MRT, где М-молярная концентрация, R-газовая постоянная, Р-0,082 л атм/моль град= 8,31 Дж/моль, Т –температура, К.П –осмотическое давление в атм, или паскалях.

Осмотическое давление электролита больше осмотического давления раствора неэлектролита той же молярной концентрации. Это объясняется диссоциацией молекул растворенного электролита на ионы, вследствие чего возрастает концентрация кинетически активных частиц в растворе. Осмотическое давление для разбавленных растворов электролитов, вычисляется по уравнению П =iMRT, где i-изотонический коэффициент, показывающий во сколько раз П раствора электролита больше П раствора неэлектролита той же молярной концентрации i= П эл. / П неэл.

Изотонический коэффициент рассчитывается по уравнению i=I + L(n-1), где L= степень ионизации электролита, n-число частиц, которое образуется при диссоциации электролита в растворе. Для очень разбавленных растворов сильных электролитов L=>I и I - n

Биологические системы содержат макромолекулы белков, размеры которых в 100-1000 раз больше молекул и ионов ВМС. Концентрация таких растворов мала, число кинетически активных частиц – мало, поэтому осмотическое давление растворов ВМС будет очень маленькое. Общее осмотическое давление крови человека в норме 7,7 атм. Часть осмотического давления крови, обусловленная содержащимися в ней высокомолекулярными веществами, (в основном белками плазмы крови), называется онкотическим давлением, которое в норме равно 0,03-0,04 атм. Несмотря на малую величину онкотическое давление играет важную роль в регуляции водного обмена между кровеносной системой и ткаными.

Осмотическое давление в растворах ВМС не подичняется закону Вант-Гоффа, оно значительно увеличивается с ростом концентрации и может быть рассчитано на уравнение:

П = c/M RT + R C2

C – весовая концентрация ВМС, г/см

М – молекулярный вес

К – константа, характеризующая отклонения осмотического давления раствора ВМС от уравнения Вант-Гоффа

Изотонические растворы. Изоосмия.

Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются ИЗОТОНИЧЕСКИМИ. В медицинской и фармацевтической практике под изотоническими растворами понимают растворы, по величине осмотического давления равные плазме крови 7,4 атм. Растворы с более высоким осмотическим давлением называют гипертоническими (вызывают обезвоживание и сморщивание эритроцитов), а с более низким гипотоническими (вызывают увеличение объема эритроцитов и гемолиз). Изотоничность растворов имеет важное значение при вливаниях и инъекциях в кровяное русло; спинномозговой канал, мышечную ткань. Так изотоничными плазма крови будет 0,9% раствор хлорида натрия. В СССР применяется очищенная и стерилизованная вода Черного моря препарат АМ-4, различные прописи Рингера: 0,9 г. NaCI, 0,2 г. КСІ, 0,2 г. СаСІ, 0,2 г. NaHCO3, воды до 1 л. Слезная жидкость имеет осмотическое давление несколько больше, чем плазмы крови П =10,6 атм. Следовательно, глазные капли должны иметь осмотическую концентрацию в 1,4 раза больше.

Человеческий организм характеризуется большим постоянством ряда физико-химических показателей внутренней среды, в том числе и осмотического давления крови. Постоянство осмотического давления в клетках и органах человека называются изоосмией. Понижение осмотического давления введением избытка воды или выделением солей вызывает рвоту, судороги. Повышение П введением больщих количеств солей вызывает отеки.

Концентрация изотонических растворов неэлектролитов и электролитов вычисляют по законам осмотического давления. СУММАРНАЯ МОЛЯРНАЯ концентрация растворенных веществ в растворе называется ОСМОТИЧЕСКОЙ КОНЦЕНТРАЦИЕЙ.

^ Буферные растворы.

В поддержании постоянства активной реакции среды организма (изогидрии) важную роль играют буферные системы. Буферными называются системы или растворы, Обладающие свойством сохранять рН на постоянном уровне при добавлении небольших количеств кислот или щелочей, так при разведении. По составу различают следующие типы буферных систем:

  1. Кислые:

H2CO3 CH3COOH

--------- - бикарбонатный --------------- - ацетатный

NaHCO3 CH3COONa

KH2PO4

----------- - фосфатный

K2HPO4

  1. Основные:

NH4OH

---------- - хлоридноаммиачный

NH4Cl

  1. Амфотерные (амфолитные):

NH3+ - R – COO-

Каждая из буферных систем характеризуется определенной активной реакцией среды, определяемой основным уравнением буферных систем, где K - константа диссоциации слабого электролита, Ск, Со, Сс - концентрации кислоты, основания и соли:

Cк Cо

[H+] = K----- [OH-] = K-----

Cс Сс

Расчет рН буферных систем осуществляется по уравнениям Гендерсона - Гассельбаха:

Cк Cк

pH = pK – lg---- pH = 14 – pK + lg----

Cc Cc

В случае приготовляемых буферных растворов уравнения Гендерсона - Гассельбаха приобретают вид:

CкVк CoVo

PH = pK – lg--------- pH = 14 – pK + lg--------

CcVc CcVc

Из уравнения Гендерсона - Гассельбаха следует, что рН буферных систем зависит:

  1. От природы слабого электролита, т.е. его константы диссоциации.

  2. От соотношения комплектов.

рН буферных систем практически не зависит от разведения, т.к. в уравнение Гендерсона - Гассельбаха входит соотношение компонентов.

Механизм буферного действия можно объяснить, исходя из теории электрической диссоциации. Любая буферная система состоит из слабого электролита (СН3СООН) и сильного электролита - его соли (СН3СООNa). При добавлении сильных кислот происходит взаимодействие солевой части буфера:

CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl

Происходит замещение сильной кислоты на слабую. При добавлении щелочи реагирует второй компонент буфера:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

Происходит связывание щелочи в слабый электролит - воду.

Способность буферных систем удерживать pH на определенном уровне является ограниченной. Смещение рН буферного раствора зависит от количества добавляемых сильных кислот и щелочей и изменение вследствие этого концентраций компонентов. Способность буферной системы Противодействовать изменению рН определяется буферной емкостью. Буферная емкость равна количеству сильной кислоты или щелочи, при добавлении которых к 1л буферного раствора его рН изменится на единицу, где С и V - концентрация и объем сильной кислоты или щелочи, ΔрН - изменение рН, W - объем буферного раствора:

C ∙ V

B = ---------

∆pH∙W

Наибольшей буферной емкостью обладают концентрированные буферные растворы с соотношением концентрации компонентов, равным единице, т.е. растворы с рН = рК (для кислых буферных систем) и с рН = 14 - рК (для основных).

Из буферных систем организма наибольший интерес представляют буферные системы крови. К ним относятся гемоголобин-оксигемоглобиновый (HHb/HhbO2), бикарбонатный (H2CO3/NaHCO3), фосфатный (NaH2PO4/Na2HPO4) и белковый (NH3+ - R – COO-).

Каждый из них играет определенную роль в регуляции кислотно-основного равновесия, при этом буферные системы срабатывают мгновенно. Образующийся сдвиг рН в кислую область (ацидоз) или щелочную (алкалоз) регулируется при участии бикарбонатного буфера органами дыхания за счет регуляции концентрации СО2 в крови. Изменение концентраций компонентов буферных систем организма регулируется органами выделения (почками, потовыми и слюнными железами, кишечником и т.д.).
Иллюстративный материал: таблицы, слайды.
Литература:

  1. Глинка Н.Л. Общая химия. М., «Химия», 1987

  2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую химию М., «Высшая школа», 1989

  3. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия, М., «Высшая школа», 1975

  4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М., «Высшая школа», 1988

  5. Некрасов Б.В. Основы общей химии М., «Химия», 1974

  6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М., «Высшая школа», 1997


Контрольные вопросы:

  1. Чем отличаются коллигативные свойства растворов неэлектролитов от растворов электролитов?

  2. Какую роль играет осмотическое давление для организма?

  3. Какие буферные системы имеются в человеческом организме?

Похожие рефераты:

Лекция на тему: Учение о растворах. Буферные растворы. Специальность:...
Цель. Ознакомить студентов с понятиями и закономерностями растворенного состояния веществ. Ознакомить с различными видами растворов...
Химический состав и строение молекулы воды. Водородные взаимодействия
Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Буферные растворы и их свойства. (+задачи)
Экзаменационные тесты по неорганической, физической и коллоидной химии Учение о растворах
В 1 литре содержится 3,65 г хлороводорода. Чему равна молярная концентрация этого раствора?
Методические рекомендации по бурению скважин с использованием известково-битумных растворов
Растворы на углеводородной основе, известково-битумные применяются при бурении глубоких скважин в осложненных условиях. В качестве...
Лекция тема: «Растворы. Растворимость газов в жидкостях. Значение...
Тема: «Растворы. Растворимость газов в жидкостях. Значение растворов в жизнедеятельности организма. Коллигативные свойства растворов....
Химическая термодинамика равновесие в растворах
Х 46 Химическая термодинамика. Равновесие в растворах : методические указания к выполнению лабораторных занятий / сост. Г. Г. Абдуллина,...
Лекция тема: «Топографическая анатомия передне-боковой стенки живота....
Тема: «Топографическая анатомия передне-боковой стенки живота. Учение о грыжах. Основные принципы оперативных вмешательств на брюшной...
Лекция №8. Тема: Онтология как философское учение о бытии
Но, несмотря на столь древние корни, эта исходная онтологическая категория всегда отличалась разнообразием смысловых значений и интерпретаций....
Е. В. Восстановление ванадийсодержащих соединений в растворах выщелачивания...
Жарский И. М., Орехова С. Е., Курило И. И., Крышилович Е. В. Восстановление ванадийсодержащих соединений в растворах выщелачивания...
Лекция Предмет и система курса “Прокурорский надзор”
Учение о государстве, праве и законности – теоретическая основа организации и деятельности прокуратуры

Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Школьные материалы


При копировании материала укажите ссылку © 2013
контакты
referatdb.ru
referatdb.ru
Рефераты ДатаБаза