Буферні системи (стр. 1 из 2)

«Активна реакція середовища. Буферні системи 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

Н- O - 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 - O - 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 = 1400}⁰ C

NaCI Na⁺ + CI ^--

NaCI ^{t=20 C H}₂^O Na⁺ + CI ^--

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

Йони щомають позитивний заряд (недостачу електронів) називаються катіо-нами, айони 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–К_д –характеризує слабкі електроліти. Для речовини МА,щодисоціює за схемою

МАМ⁺ + А ^–

K_д= [ M⁺]^.[A^—]/ [ MA] ^. 100 %

Чомурізніфізичнівеличинивиражаютьглибинудисоціації ?

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

Na⁺ + CI ^--.

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

3. 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 ) воднюта аніони кислотного залишку:

HCI

H⁺ + CI ^– = 100 % ; HF H⁺ +F ^– K_д =7.0 ^.10 ^–4 ;

СН₃СООН

СН₃СОО ^– + Н⁺ К_д=1.7^.10^–5 ;HCN H⁺ + CN ^–K_д =6.2 ^.10^—10

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто з різною силою:

Н₃РО₄

Н⁺ + Н₂РО₄ ^– К_д = 7.1^. 10 ^–3 ;

Н₂РО₄ ^--

Н⁺ + НРО₄ ^2– К_д = 6.2^. 10 ^–8 ;

НРО₄^2--

Н⁺ + РО₄ ^3– К_д = 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 ^–К_д = 1.79 ^.10 ^–5 .

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

NaCI

Na⁺ + CI ^– = 100 %

Na₂SO₄

2Na⁺ + SO₄^2– = 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

Таблицяелектронегативностідеякиххімічнихелементів

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

E.H. 0.8 0.9 1.0 1.21.51.82.1 2.53.0 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 ^– .