'

Учение о растворах

Понравилась презентация – покажи это...





Слайд 0

Учение о растворах Ачинович Ольга Владимировна


Слайд 1

Растворы – это… Растворитель – это… Растворенное вещество -


Слайд 2

Пример: Вода – это растворитель, если растворить твердое вещество (глюкозу) или газ (СО2 ). - А если спирт и вода? - Если 3 % раствор спирта, то растворитель вода, если 90 % раствор спирта, то растворитель спирт, если 50 % раствор спирта, то есть право выбора растворителя. Самым распространенным растворителем на Земле является вода.


Слайд 3

Концентрационный гомеостаз


Слайд 4

Содержание и распределение воды в организме человека ~ 60 % от общей массы тела человека составляет вода. (На 70 кг приходится 45 л воды). 70% всей воды организма внутриклеточная 30% - внеклеточная Их состав сильно отличается :


Слайд 5


Слайд 6

Внеклеточная жидкость (30%) Внутрисосудистая (7%) Межклеточная тканевая (23 %) Их состав почти одинаков, разница лишь в содержании белков. ( больше белка во внутрисосудистой жидкости)


Слайд 7

В биохимических процессах вода выступает как : Растворитель Реагент Продукт реакции


Слайд 8

1. Вода- универсальный растворитель Существование межмолекулярных водородных связей определяет аномальные физические свойства воды: 1. Высокая теплоемкость -… 2. Высокая температура кипения 3. Большая теплота испарения (… 4. Высокое поверхностное натяжение 5. Низкая вязкость 6. Более высокая плотность в жидком состоянии, чем в твердом (… Высокая диэлектрическая проницаемость (? = 80) …


Слайд 9

2. Вода – реагент в биохимических реакциях кислотно-основных (автопротолиз воды) Н2О + Н2О ? Н3О+ + ОН – гидролиза (гидролиз АТФ) гидратации (белков и нуклеиновых кислот) окисления-восстановления (окисление воды при фотосинтезе: 6 Н2О + 6 СО2? С6Н12О6 + 6 О2)


Слайд 10

3. Вода- продукт биохимических реакций. 57 ккал/моль 2Н2+О2? 2Н2О + Q Вывод: Н2О – универсальный растворитель, наличие аномальных свойств ее играет важную физиологическую и биологическую роль. Биохимические процессы в организме протекают в водных растворах или при ее (воды) участии как реагента или продукта реакции.


Слайд 11

«Вода! У тебя нет ни вкуса, ни цвета, ни запаха, тебя не опишешь, тобой наслаждаешься, не понимая, что ты такое. Ты не просто необходима для жизни, ты и есть жизнь.» Антуан де Сент-Экзюпери


Слайд 12

Термодинамика процесса растворения Растворение – процесс самопроизвольный, поэтому ?Gрастворения < 0. ?Gрастворения = ?Н растворения –Т ?Sрастворения


Слайд 13

Энергетическая характеристика растворения ?Н растворения = ?Н фаз. перехода + ?Н гидратации 1. Рассмотрим растворение твердого вещества с ионной связью в воде. > 0 Разрушение к.р. –эндотермический процесс < 0 Образование хим. связи –экзотермический процесс


Слайд 14

1. Если |?Н ф. п. |> |?Н гидр. |, то ?Н растворения > 0, эндо-процесс, раствор охлаждается (КNO3, NH4NO3) 2. Если |?Н ф. п. |<|?Н гидр. |, то ?Н растворения < 0, экзо-процесс, раствор нагревается (NaOH ) Т.о. при растворении тв./ж. 0 < ? Н растворения < 0


Слайд 15

Энтропийная характеристика растворения ?Sрастворения = ?S фаз. перехода + ?S гидратации >> 0 < 0, т.к. уменьшается число частиц в единице объёма Т.о., |?S ф. п. |> |?S гидр. |, поэтому ?Sрастворения тв. вещ-в > 0


Слайд 16

2. Рассмотрим растворение газообразного вещества в воде. Обычно ?Sрастворения газов < 0, ?Gрастворения = ?Н растворения – Т ?Sрастворения ?Нрастворения=?G растворения + Т ?Sрастворения ?Gраств. < 0 и ?Sраств. < 0 ; ?Н растворения газов < 0


Слайд 17

Реальные и идеальные растворы Идеальные -… ?Н р-ния = 0, ?Gр-ния =– Т ?Sр-ния ?Sр-ния >0


Слайд 18

Коллигативные свойства растворов осмотическое давление 2. понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором по сравнению с давлением насыщенного пара растворителя над чистым растворителем. 3. повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения чистого растворителя 4. понижение температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя.


Слайд 19

Коллигативные свойства разбавленных растворов не электролитов Диффузия -… Осмос


Слайд 20

Конц. раствор Разб. раствор


Слайд 21

В 1886 г. Вант-Гофф экспериментально установил, что Р осм. =СМRT – уравнение Вант-Гоффа. 1м3 = 1000 л; 1Па =10-3 кПа СМ= моль/л, Росм.= кПа.


Слайд 22

РVгаза= nRT уравнение Менделеева-Клапейрона.


Слайд 23

Закон Вант-Гоффа: «Осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии занимало бы объем равный объему раствора.» Пример: 1 М раствор С6Н12О6 . Чему равно Росм? чем ? М, тем v Р осм. (белки)


Слайд 24

распределение воды между внутриклеточной жидкостью и внеклеточной распределение воды между сосудистым руслом и внесосудистым пространством. Осмос и осмотические явления в биологических системах Осмолярность - … моль/л Осмоляльность - … моль/ кг р-ля (определяется криометрией)


Слайд 25

Для плазмы крови осмоляльность = 292 ммоль / кг. Она обусловлена: 1. низкомолекулярными веществами-электролитами: соли Na+, K+, Mg2+ , Ca2+ . 2. низкомолекулярными веществами не электролитами: глюкоза, мочевина. 3. ВМС – белки.


Слайд 26

Приблизительные величины вкладов компонентов плазмы крови в поддержании ее осмоляльности


Слайд 27

форменные элементы крови на Росм. не влияют. Вывод: … Р осм. внутри и вне клетки одинаково, т.е. осмоляльность внутриклеточной жидкости равна осмоляльности плазмы крови ~ 292 ммоль /кг Н2О. Такое состояние – изоосмия.


Слайд 28

Эритроциты в условиях нарушения изотоничности среды Росм р-ра > Росм крови, гипертонический раствор Сморщивание клеток (кренация)- плазмолиз Росм р-ра < Росм крови, гипотонический раствор Разрыв протоплазмы, лизис клеток - гемолиз


Слайд 29

Если раствор имеет Росм одинаковое с клеткой, то это изотонический раствор. При кровопотерях вводят растворы изотоничные плазме крови. Это 0,85-0,9 % (0,15М) NaCl ; 5% (0,3М) С6Н12О6 Физиологический раствор: р-р Рингера- Локка - в 1л: глюкоза 1,0 г , NaCl 9,0 г , КCl о,2 г солевой инфузин и др. Вывод…


Слайд 30

Распределение воды между сосудистым пространством и межтканевой жидкостью. Вывод… Онкотическое давление 0,5 %


Слайд 31

II. Давление насыщенного пара растворителя испарение


Слайд 32

конденсация Vиспарения = Vконденсации Насыщенный пар Р0 – давление насыщенного пара растворителя I закон Рауля: «Давление насыщенного пара над раствором (Р) равно давлению насыщенного пара над чистым растворителем (Р0) умноженным на мольную долю растворителя (Ns).»


Слайд 33

Р0 – Р = ?Р ; ?Р- абсолютное понижение давления насыщенного пара р-ля над р-ом Р = Р0 Ns относительное понижение давления нас. пара над раствором. NS + Ni= 1, NS =1- Ni P = P0(1- Ni) = P0 - P0 Ni; P0 – P = P0 Ni ; ?Р=Р0 N i


Слайд 34

Температура кипения и температура замерзания растворителя и раствора


Слайд 35

t0 t ? t кип t0 t ? t зам.


Слайд 36

Е- эбулиоскопическая постоянная, К- криоскопическая постоянная, Сm- моляльность раствора. Для Н2О: Е= 0,53 кг?град / моль, К=1,86 кг?град / моль.


Слайд 37

Криометрия, эбулиометрия


Слайд 38

Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов Росм = См ? R ? T P = P0? Ns ?Ткип.=Е? Сm ?Тзам.=К? Сm Только для р-ров неэлектролитов


Слайд 39

В 1887 г. Вант-Гофф ввел изотонический коэффициент – i (i>1) Росм = i ? См ? R ?T P = i ? P0? Ns ?Ткип.= i ? Е ? Сm ?Тзам.= i ? К ? Сm Физический смысл i - …


Слайд 40

СН3СООН ? СН3СОО- + Н+ ; теор. i=2 практ. i =1,05 Степень диссоциации ? Какова связь между ? и i ? KA ? K+ + A- ; n = 2 Пусть N – общее число растворенных молекул слаб. эл-та N?? - число распавшихся молекул N???n – общее число ионов (кат. и ан.)


Слайд 41

(N - N??) - число не распавшихся молекул (N???n + (N - N??)) – общее число частиц в растворе i= ? (n-1) + 1


Слайд 42

С- исходная молярная концентрация кислоты, моль/л; ? - степень диссоциации; С?? - число продиссоциировавших молекул; (С- С??) – число не продиссоциировавших (оставшихся) молекул; [H+] = [CH3COO -] = С??


Слайд 43

для слабых электролитов ?? 0 и (1- ?) ? 1, тогда закон разведения Оствальда (1888 г.)


Слайд 44

Теория электролитической диссоциации (ТЭД) электролитов Аррениуса -это теория растворов слабых электролитов. Факторы, влияющие на ?: 1. природа вещества а) растворителя (дипольный момент , диэлектрическая проницаемость) б) характер хим. связи в молекуле растворенного вещества. 2. концентрация вещества ( с ? С, ? v) 3. температура (с ? Т, ??)


Слайд 45

4. наличие одноименных ионов – принцип Ле-Шателье: а) НCl, H+, х.р.? , ? ? б) СН3СООNa, х.р.? , ? ? в) NaOH, OH-, х.р.? , ? ? Т.о., ? = f (C, Т)


Слайд 46

К дис. зависит: от природы электролита 2. от температуры: Т?, Кдис ? Т.к. Кдис. ? f (C) , то ее сравнивают для разных электролитов. Чем больше Кдис., тем сильнее электролит.


Слайд 47

Теория растворов сильных электролитов (1923 г, Дебай, Хюккель) 1. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют полностью, т.е. для них ? = 1 или 100 % , молекул электролита нет. Поэтому, ни ?, ни Кд к сильным электролитам неприменимы. 2. В растворах за счет сильного ион-дипольного взаимодействия с молекулами Н2О образуются гидратные оболочки иона. 3. Сильное ион-ионное взаимодействие создает ионные атмосферы (каждый гидратированный ион окружен гидратированными ионами противоположного заряда).


Слайд 48

Активность (а) – это … Для реальных растворов fa < 1. В сильно разбавленных растворах fa? 1.


Слайд 49

fa зависит от : 1. концентрации раствора а) С ?, fa ? б) С ? 0, fa? 1. 2. природы иона (заряд и радиус): Z?, fa ?; r?, fa ?, если Z = cоnst; 3. температуры: Т?, fa ? 4. природа растворителя (?, ?) 5. ионной силы раствора (I ): I?, fa ?


Слайд 50

Ионная сила раствора (I) - … для разбавленных растворов Сm ~ Cм I биологических жидкостей, например плазмы крови ~0,15 моль/кг . Изотонический раствор 0,85% (0,15 М) р-р NaCl , I= 0,15 моль/кг. Сm (NaCl) = 0,15 моль/ кг


Слайд 51

Для разбавленных растворов, в которых I ? 0,01: Предельный з-н Дебая-Хюккеля Для растворов электролитов одинаковозарядных (MgSO4):


Слайд 52

Пример: Определить fa 0,001 М р-ра К2SO4.


Слайд 53

Протонная теория кислот и оснований. Теория Бренстеда – Лоури (1923 г.) Основные положения : Кислота - всякая частица (молекула, ион) отдающая протон, т.е. донор протонов. Основание – частица, присоединяющая протон, т.е. акцептор протонов.


Слайд 54

Классификация кислот и оснований Кислоты: а) нейтральные НCl ? H+ + Cl- б) анионные HCO3 - ? H+ + CO3 2 - в) катионные NH4+ ? H+ + NH3 Основания: а) нейтральные NH3 + H+ ? NH4+ б) анионные Сl- + H+ ? HCl в) катионные H2N – NH2 + H+ ? ? H2N – NH3+; N2H5+ + H+ ? H3N+ – NH3+


Слайд 55

2. Кислоты и основания существуют только как сопряженные пары: кислота, отдавшая протон, превращается в сопряженное ей основание, а основание, приняв протон превращается в сопряженную ему кислоту.


Слайд 56

3. Протолитические реакции сопровождаются переносом протонов от кислоты к основанию и представляют собой две одновременно протекающие полуреакции:


Слайд 57

Типы протолитических реакций 1. нейтрализация 2. гидролиз 3. электролитическая диссоциация


Слайд 58

4. Кислотно-основные свойства вещество проявляет в конкретной химической реакции. В зависимости от партнера могут быть вещества амфолиты. Характеристика воды как амфолита 5. Протон в водных растворах гидратирован, существует в виде иона –гидроксония Н3О+


Слайд 59

Сила кислот и оснований


Слайд 60

Пример: СН4+Н+?СН5+ в жестких условиях, но Кв (СН4) >10-20 , поэтому метан основанием не считают. Условно считают, что соединение является кислотой или основанием если его Ка или Кв > 10-20 в данном растворителе.


Слайд 61

Классификация растворителей 1. апротонные (нет Н+) : СS2, CCl4 и др. 2. протолитические : а) протогенные – отдают Н+ (Н2SO4, CH3COOH) б) протофильные - присоединяют Н+ (NH3 жидкий) в) амфипротонные (Н2О)


Слайд 62

Диссоциация воды. Нонное произведение воды. Н2О ? Н+ + ОН-


Слайд 63

(Н2О) =1,8 ?10-9 , это значит, что из 50 000 000 молекул распадается - 1


Слайд 64


Слайд 65

Водородный показатель (рН) 1909 г. Серенсен


Слайд 66

Шкала рН (250С)


Слайд 67

Расчет рН растворов I. Сильных кислот и оснований fa ? 1


Слайд 68

II. Слабых кислот и оснований


Слайд 69

Если ? неизвестно: [СН3СОО-]=[Н+]


Слайд 70

Кислотность биологических жидкостей Общая кислотность -… Активная кислотность-… Потенциальная кислотность-…


Слайд 71

Значения рН важнейших биологических жидкостей


Слайд 72

Буферные системы -…


Слайд 73

Классификация буферных систем I. кислотные: а) ацетатная: СН3СООН + СН3СООNa


Слайд 74

II. Основные: NH4OH + NH4Cl III. Солевые: КН2РО4 + К2НРО4


Слайд 75

Расчет рН буферных систем СН3 СООН ? СН3 СОО- + Н+ (?? 0) СН3 СООNa ? СН3 СОО- + Na+


Слайд 76

уравнение Гендерсона - Гассельбал(ь)ха


Слайд 77

Буферная система устойчиво поддерживает рН раствора в пределах: рН = рК ? 1 для кислот; рН= 14- (рК ? 1) для оснований Пример: рН плазмы крови = 7,4 ; рК (СН3СООН )= 4,75 , рК (Н2РО4- ) = 6,8


Слайд 78

рН буферной системы зависит: - от величины рК (т.е. от Кд), а следовательно и от Т, т.к. Кд= f (Т) - от соотношения концентраций компонентов; рН буферной системы не зависит от разбавления!


Слайд 79

Механизм действия буферных систем а) ~ OH- ? Н2О ~ сильное основание NaOH ? слабое СН3СОО- рН ? (изменяется, но незначительно!) б) ~Н+? в слабую СН3 СООН рН? (незначительно!) Вывод: …


Слайд 80

Буферная емкость


Слайд 81

БЕ зависит: от абсолютных значений концентрации компонентов (влияет разбавление). При разбавлении раствора БЕ уменьшается! - от соотношения концентраций компонентов Максимальная устойчивость рН для тех буферов, у которых концентрации компонентов равны.


Слайд 82

Буферные системы крови Пределы изменения рН крови совместимые с жизнью 1. гидрокарбонатный буфер - 2. Белковый буфер- 3. Фосфатный буфер -


Слайд 83

4. Гемоглобиновая буферная система HHb + O2 ? HHbO2 Гемоглобиновый буфер HHb + OH - ? Hb - + H2O Hb - + H + ? HHb Оксигемоглобиновый буфер HHbO2 + OH - ? HbO2 - + H2O HbO2- + H +? HHbO2


Слайд 84


Слайд 85

Растворимость газов Газ + жидкость ? нас. р-р газа


Слайд 86

Закон Сеченова


Слайд 87


Слайд 88

t0 t t0 t ? t кип ? t зам.


×

HTML:





Ссылка: