Xreferat.com » Рефераты по химии » Буферні системи

Буферні системи

«Активна реакція середовища. організму»


План:


1. Вода як універсальний розчинник.

2. Поняття електролітичної дисоціації та сили електроліту.

3. Кислоти, луги та солі у водних розчинах.

4. Активна реакція середовища та водневий показник.

5. Поняття буферних властивостей. Механізм дії буферних систем.


Окрім механічних перенесень,частинки дисперсійної фази та дисперсій-ного середовища хімічно взаємодіють між собою. Дисперсійним середовищем більшості дисперсних систем організму є вода, яка складає біля 80 % ваги тіла. Молекула води складається з двох атомів водню ( мають по одному неспарено-му електрону ) та атома кисню який має два неспарених електрона.

хх

Н . х О х . Н

хх

Атоми зв′язані між собою двома ковалентними ( рівносильними , двохелектро-нними, двохцентровими ) полярними зв′язками:

хх

На O Я H

хх

Кисень більш електронегативний ( сильніший ) атом і відтягує електронну гус-тину зв′язків на себе , набуваючи при цьому частково негативного заряду ( за-ряд електрона ). Атоми водню, збіднені електронами, набувають часткового позитивного заряду.

+ +

H а O Я H

Електростатичне відштовхування між однойменно зарядженими атомами, та наявність двох вільних пар електронів у атома кисню, обумовлює тетраедрич-ну будову молекул води в просторі, протилежні кінці якої заряджені різнойме-нно:


Н+




О


.. Н+

(–)

..

(–)


Молекула – кінці якої мають протилежні заряди називається диполем.

Дипольний момент–кількісна характеристика полярності молекули, являє со-бою добуток величини зарядів на відстань між ними :

= q L (D)

Дипольна будова приводить до того, що молекули води об′єднуються між со-бою з утворенням асоціатів (рідини) за рахунок водневих зв′язків :


Н—О ---Н: О—Н :О—Н:О—Н:О—Н:О—Н:О---Н

Н Н Н Н Н Н


При цьому, хімічні властивості води залишаються незмінними ( водневі зв′язки слабкі ), а фізичні властивості змінюються дуже. Зокрема значно зростає розчи-нююча здатність води. Взаємодіючи з молекулами інших полярних речовин во-да гідратує їх, розриваючи внутрішньомолекулярні зв′язки:


t = 14000 C

NaCI Na+ + CI --


NaCI t=20 C H2O Na+ + CI --


Процес розпаду речовин на іони під впливом розчинника називається дисоціа-цією.

Йони що мають позитивний заряд (недостачу електронів) називаються катіо-нами, а йони що мають негативний заряд (надлишок електронів) називаються аніонами.

Речовини які при розчиненні утворюють розчини що володіють іонною про-відністю називають електролітами.

Кількісною характеристикою процесу дисоціації є :

ступінь дисоціації–характеризує сильні електроліти і є відношенням кіль-кості молекул що продисоціювали до їх загальної кількості.

Константа дисоціації–Кд –характеризує слабкі електроліти. Для речовини МА, що дисоціює за схемою

МА М+ + А

Kд = [ M+].[A]/ [ MA] . 100 %

Чому різні фізичні величини виражають глибину дисоціації ?


  1. Сильні електроліти дисоціюють майже повністю. В розчині практично не за-лишається молекул що не продисоціювали : NaCI Na+ + CI --.

  1. При дисоціації слабких електролітів, в розчині встановлюється динамічна рівновага між молекулами та йонами. Чим вище значення Кд тим в більшій мірі речовина розпалася на йони.

  2. По силі електроліти класифікують на:

сильні – процент розпаду > 30 % H2SO4 , HCI , NaCI

середньої сили – процент розпаду >3 % < 30 % CH3COOH , NH4OH

слабкі – процент розпаду < 3 % CH3CH(OH)COOH

Кислоти у водних розчинах дисоціюють (розпадаються) на катіони (протони ) водню та аніони кислотного залишку:

HCI H+ + CI = 100 % ; HF H+ +F Kд =7.0 .10 –4 ;

СН3СООН СН3СОО + Н+ Кд=1.7.10 –5 ; HCN H+ + CN Kд =6.2 .10—10

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто з різною силою:

Н3РО4 Н+ + Н2РО4 Кд = 7.1. 10 –3 ;

Н2РО4 -- Н+ + НРО4 2– Кд = 6.2. 10 –8 ;

НРО42-- Н+ + РО4 3– Кд = 4.4 .10 –13 .

Основи у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону гідроксилу:

NaOH Na+ + OH = 100% ;

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH = 30 % ;

NH4OH NH4+ + OH Кд = 1.79 .10 –5 .

Солі у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону кислотного залишку.

NaCI Na+ + CI = 100 %

Na2SO4 2Na+ + SO42– = 100 %

Майже всі солі є сильними електролітами, бо утворені за допомогою йонного зв′язку.

Отже: сила електроліту (глибина розпаду молекули) залежить від типу зв‘язку в молекулі, який визначається різницями електронегативностей елементів що його утворюють:

Розрізняють

Ковалентний неполярний Е.Н. = 0 – 0.9 Н2 ; СІ2 ; О2

Ковалентний полярний Е.Н. = 0.9 –1.9 НСІ =0.9 ; HF =1.9

Йонний Е.Н. = 1.9 – 3.3. NaF = 3.1


Таблиця електронегативності деяких хімічних елементів


Елемент K Na Li Mg AL Si H C N CI Br I O F

E.H. 0.8 0.9 1.0 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 3.0 2.8 2.5 3.5 4.0


Молекули води маючи великі дипольні моменти, в невеликій кількості і самі розпадаються на йони згідно рівняння:

Н2О Н+ + ОН або 2Н2О Н3О+ + ОН .


Виходячи із значення константи дисоціації Кд=[H+].[OH]/ [H2O] = 1.86.10 –16 можна зробити висновок, що вода слабкий електроліт ( із 55 млн. молекул во-ди, що містяться в одному літрі дисоціює тільки одна ). Отже , при постійній температурі концентрація недисоційованої форми величина постійна і стано-вить:

[ H2O] = 1000/18 = 55.56 (моль/літр), де 1000 г/л – маса одного літра води, 18 г/моль – маса одного моля води. З рівняння, що визначає константу дисоціації води отримуємо вираз добутку двох констант:Кд . [ H2O] = [H+] .[OH], який називають іонним добутком води.

  1. .10 –16 . 55.56 = [ H+] . [OH]

10 –14 = [ H+] .[ OH]

Іонний добуток води показує, що: зміна концентрацій одного йону не може проходити без зміни концентрації іншого; співвідношення концентрацій вільних водневих та гідроксильних йонів визна-чає активну реакцію розчину:вільні водневі йони визначають активну кислот-ність, а вільні гідроксильні йони визначають активну лужність середовища.

Розчини в яких [ H+] = [ OH] називають нейтральними;

Розчини в яких [H+] > [ OH ] називають кислими ;

Розчини в яких [ H+]< [ OH] називають лужними.


Виходячи з рівняння дисоціації води та виразу іонного добутку можна вста-новити активну реакцію води:

Н2О Н+ + ОН

[ H+] .[ OH] = 10 –14

Поскільки при дисоціації утворюється однакова кількість протонів водню та гідроксильних аніонів, то позначивши концентрацію протонів водню через Х, приймаємо і концентрацію гідроксильних аніонів теж рівну Х.

Маємо :

Х 2 = 10 --14

X = [ H+] =[ OH --] = 10 --7

Отже: вода має нейтральну реакцію .

Поскільки значення молярної концентрації протонів водню та аніонів гідрокси-лу є числа з від‘ємними показниками ступеня, то в розрахунках користуватися ними незручно . Тому, нім . вчений Зьоренсен ввів поняття водневого показни-ка рН (potens hidrojen), що означає в дослівному перекладі « сила водню»:

Водневий показник являє собою десятковий логарифм концентрації водневих іонів з від‘ємним знаком: рН = – Lg [H+].

Якщо [H+] = 10 –7 , то рН = – Lg [ 10 –7] = 7 ; [ H+] = 10 -11 то рН = 11 .

Отже: для нейтральних розчинів рН = 7 , для кислих розчинів рН 7, для луж-них розчинів рН > 7 .

Біохімічні процеси проходять при строго визначених значеннях рН. Зміна цих значень може не тільки прискорити чи загальмувати їх протікання, а і повністю змінити напрямки перебігу. Не дивлячись на те, що проміжні продукти біохі-мічних процесів мають різні значення рН, в ході обмінних реакцій кардиналь-ної зміни активної реакції середовища не відбувається завдяки наявності в ор-ганізмі речовин, що володіють буферними властивостями.

Буферні властивості проявляються у зв‘язуванні надлишку вільних водневих

Если Вам нужна помощь с академической работой (курсовая, контрольная, диплом, реферат и т.д.), обратитесь к нашим специалистам. Более 90000 специалистов готовы Вам помочь.
Бесплатные корректировки и доработки. Бесплатная оценка стоимости работы.

Поможем написать работу на аналогичную тему

Получить выполненную работу или консультацию специалиста по вашему учебному проекту

Похожие рефераты: