Лекция 1 для студентов 1 курса, обучающихся по специальности 060202-Стоматология Лектор: ст. преподаватель кафедры биохимии Руковец Татьяна Анатольевна. - презентация

1 Лекция 1 для студентов 1 курса, обучающихся по специальности Стоматология Лектор: ст. преподаватель кафедры биохимии Руковец Татьяна Анатольевна

2 Цель лекции Познакомиться с основными понятиями тем: «Растворы», «Равновесия в растворах слабых электролитов», «Кислоты и основания Аррениуса и Бренстеда» Рассмотреть гидролиз солей как один из видов протолитического равновесия. Научиться рассчитывать рН растворов кислот, оснований и солей.

3 Растворы очень широко распространены в природе. Растворами являются все ткани живого организма. Питьевая вода, вода рек, морей и океанов – это тоже растворы. Свойства растворов определяются природой растворенных веществ, их составом и концентрацией. Актуальность

4 Многие реакции (протолитические, окислительно-восстановительные, комплексообразования) протекают зачастую в водных растворах. Знание свойств водных растворов позволяет понять механизмы осмотического и протолитического гомеостаза (постоянства состава), причины нарушения осмотической и протолитической регуляции и способы их корректировки. Актуальность

5 Понятие и классификация растворов. Ионизация воды, ионное произведение, водородный показатель. Реакция среды. Диссоциация кислот и оснований Аррениуса (электролитическая теория кислот и оснований ). Состав слюны. 5 План

6 Расчёт рН водных растворов кислот и оснований; Индикаторы. Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория), показатели рК а и рК b. Гидролиз солей, Расчёт рН их растворов. 6 План

7 Понятие «растворы» Растворы - это гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух и более компонентов. 7

8 Растворитель - вещество, которое не меняет своего агрегатного состояния при растворении. Обычно, растворитель – это просто преобладающий компонент раствора. 8

9 9 Таблица 1. Классификация растворов по агрегатному состоянию. Тип раствора Фазовое состояние Примеры Растворяемое вещество Растворитель Газовый Газ воздух, светильный газ, карбоген (смесь СО 2 и О 2 применяется в медицине для возбуждения дыха- тельных и сосудодвигательных центров) Жидкий Газ Жидкостькислород в воде; НСI г или HBr г в воде Жидкость спирт в воде Твёрдое Жидкостьсоль в воде Твёрдый Газ Твёрдоехемосорбированный водород в платине Жидкость Твёрдоертуть в серебре Твёрдое Серебро в золоте и др.сплавы металлов, смешанные кристаллы KCI-KBr и др.

10 вода морей и океанов, и даже водопроводная вода; биологические жидкости с растворенными в них низкомолекулярными и высокомолекулярными веществами: кровь, лимфа; моча; спинномозговая жидкость; пот; желудочный и кишечный соки; слюна; желчь; цитозоль; матрикс митохондрий. 10 Жидкие растворы

11 КЛАССИФИКАЦИЯ РАСТВОРОВ По строению частиц растворённого вещества Истинные растворы (размер частиц – м) Коллоидные растворы (размер частиц – м) Растворы ВМС 11

12 Истинные растворы - растворы, где частицы растворенного вещества находятся в воде или другом растворителе в виде молекул, атомов или ионов. Это растворы низкомолекулярных соединений (НМС). Примеры НМС: соли, кислоты, щелочи.

13 Коллоидные растворы – это растворы, относящиеся к дисперсным системам, где частицы дисперсной фазы находятся в дисперсионной среде в виде мицелл, размеры которых превышают молекулярные. 13 Мицелла коллоидного раствора

14 растворы высокомолекулярных соединений (ВМС) занимают промежуточное положение между истинными и коллоидными растворами. Это растворы белков, нуклеиновых кислот и полисахаридов. ДНК Альбумин Крахмал

15 Вода – слабый электролит. Уравнение диссоциации воды: HOH + HOH НО + Н 3 О 15 + Катион гидроксония Н Н Н О + Гидратированный протон водорода HOH НО + Н + (1) К р = К д (НОН) = = const при данной t 0 (2) [Н ]·[НО] + [НОН] при 25 0 С К д (НОН) = 1,8 · Ионизация воды. Водородный показатель рН.

16 16 [НОН] = С М (НОН) = = = 55,6 моль/л m (НОН) М (НОН). V л Сгруппируем постоянные величины в уравнении (2) и обозначим их произведение – К w : К w = К д (НОН) · [НОН] = [H + ]·[HО ] = =1,8· · 55, при 25 0 С (3) ионное произведение воды И онное произведение воды К w – есть величина постоянная при данной температуре. # С увеличением температуры К w тоже увеличивается. Постоянство ионного произведения [H + ][HО - ] характерно не только для чистой воды, но и для любых водных растворов. Далее, молярная концентрация молекул воды – тоже const

17 17 Роль К w : зная К w и концентрацию одного из ионов воды, можно всегда найти концентрацию другого иона : [HO ] = = ( при t 0 =25 0 С) (4) [H + ] КwКw Для чистой воды: [H + ] = [HO ] среда нейтральная [H + ] = моль/л

18 18 Таблица 2. Оценка реакции среды. [H + ][HО - ] pH = - lg [H + ] Нейтраль- ная (- lg ) Кислая > < < 7< 7 Щелочная < > > 7> 7 среда Характерис- тика Поскольку концентрации ионов очень малы, то для удобства оценки реакции среды (или кислотности среды) используют не сами концентрации, а их показатели: рН, рОН. pH = - lg [H + ] pOH = - lg [HO – ] (5)

19 19 # На практике больше используется показатель рН, чем рОН. Чем сильнее кислотность среды (больше [H + ]), тем меньше будет рН. И, наоборот, с ростом рН кислотность ослабевает, но растёт щелочность среды. среда слабокислая среда слабощелочная [H + ] ___ |____|____|____|____|____|____|____|___ среда нейтральная кислотность увеличивается среда слабокислая среда слабощелочная рН ___|____|____|____|____|____|____|____|___ нейтральная среда

20 20 Далее, выражение для ионного произведения воды (3) переведём в логарифмическую шкалу. Для этого прологарифмируем (3) с отрицательным знаком: -lg [H + ]·[HO – ] = - lg lg[H + ] - lg[HO – ] = -(-14); откуда рН рОН рН + рОН = 14 при t 0 =25 0 С (6) рН = 14 – рОН, рОН = 14 – рН

21 колеблется в зоне 1÷9 рН желудочного сока 1; рН кишечного сока 9 рН крови 7,36 (7,25 ÷7,44) рН мочи 4,8 ÷7,5 (из крови сбрасываются лишние кислоты или основания) рН пищевых продуктов 3÷ 6 (в большинстве случаев; только молоко щелочнее этой среды). 21 рН биологических жидкостей

22 рН среды, оптимальное для развития патогенных для человека бактерий практически совпадает с рН плазмы крови: рН для стрептококков и менингококков 7,4 ÷7,6 рН для стафилококков 7,4 рН для пневмококков 7,0 ÷ 7,4 22 Для измерения рН среды используются индикаторы кислотно-основного типа или рН-метры.

23

24 СЛЮНА pH от 5,6 до 7,6. pH На 98,5 % и более состоит из воды,воды Слюна содержит : соли различных кислот микроэлементы и катионы некоторых щелочных металлов микроэлементыкатионы муцин (формирует и склеивает пищевой комок) муцин лизоцим (бактерицидный агент) лизоцим ферменты амилазу и мальтазу, расщепляющие углеводы до олиго- и моносахаридов, а также другие ферменты, некоторые витамины.амилазумальтазуферментывитамины

25 СЛЮНА Величина рН слюны изменяется в зависимости от характера патологического процесса в полости рта. При инфекционных заболеваниях реакция слюны кислая. При ряде общих заболеваний, например, при нефрите, сопровождающемся уремией, в слюне возрастает количество остаточного азота (среда щелочная) содержание азота увеличивается также при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки. !!! Исследование состава слюны можно предпринимать с диагностической целью.

26 Состав слюны Вещество Содержание Вода 994 г/л Белки 1,46,4 г/л Муцин 0,96,0 г/л Холестерин 0,020,50 г/л Глюкоза 0,10,3 г/л Аммоний 0,010,12 г/л Мочевая кислота 0,0050,030 г/л Соли натриянатрия 623 ммоль/л Соли калиякалия 1441 ммоль/л Соли кальция 1,22,7 ммоль/л Соли магниямагния 0,10,5 ммоль/л Хлориды 531 ммоль/л Гидрокарбонаты 213 ммоль/л Мочевина ммоль/л

27 По теории Аррениуса: кислоты – это молекулы или ионы, которые при растворении в воде освобождают Н + НА + НОН А – + Н 3 О +, (7) где НА – кислота в общем виде, А – - кислотный остаток. Упрощённо (без учёта гидратации): НА А – + Н + (8) ! Вероятность нахождения Н + в свободном виде чрезвычайно мала 27 Ионизация кислот

28 28 константа кислотности К а К р = К а (НА) = = const при данной t 0. (9) [А – ]·[Н + ] [НА] где К а (НА) – константа ионизации кислоты НА, или константа кислотности НА, которая характеризует силу кислоты: с увеличением К а кислотность НА растёт. рК а = - lg К а (10) Отсюда, чем больше К а и меньше рК а, тем сильнее кислота. # Для сильных кислот рК а 0

29 Обратимся к реакции ионизации кислоты (8). Положение равновесия этой реакции зависит от кислотности среды. В кислой среде равновесие (8) будет смещено влево, в сторону молекулярных форм, а в щелочной среде – вправо, в сторону ионных форм. Очевидно, найдётся такая среда, в которой кислота окажется ионизированной на 50%, т.е. [HA] = [A – ]. При этом условии константа равновесия примет значение: 29 Физический смысл К а и рК а

30 30 К р = К а = [H + ] а её логарифмирование с отрицательным знаком даст: - lg K а = - lg [H + ] рК а = рН ׀ преобладают р Ка преобладают молекулярные 50/50 ионные формы формы рН Таким образом, рК а – это есть рН среды, при которой кислота ионизируется на 50%. Для каждой кислоты существует своё значение рК а в зависимости от её строения.

31 По теории Аррениуса: Основания – это молекулы или ионы, которые при растворении в воде освобождают ОН – Рассмотрим основания, дающие при ионизации одну ОН-группу : Э – ОН Э + + ОН – (11) К р = К b = = const при данной t рКb = - lgКb (12) 31 [Э + ] [НО – ] [ Э – ОН ] Ионизация оснований

32 # Физический смысл рК b для оснований устанавливают также как рК а для кислот: рК b – это рОН – среды, при котором основание ионизируется на 50%. Для каждого основания существует своё значение рК b, зависящее от его строения. 32 Физический смысл рК b

33 33 КИСЛОТЫ сильные слабые одноосновные двухосновные Расчет рН разбавленных растворов сильных и слабых кислот и оснований

34 34 рН растворов сильных кислот (HCl, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 и др.) рН (сильн.к-ты) = - lg[H + ] = - lgC э (НА) = рС э (сильн.к-ты) (НА) (13) кислотность среды для растворов сильных кислот определяется показателем их эквивалентной концентрации: рН сильн. к-ты = рС э (сильн. к-ты)

35 35 рН растворов сильных оснований (КОН, NaOH и др.) рОН (сильн.осн.) = - lg[ОH - ] = - lgC э (осн) = рС э (сильн.осн) (13) рН сильн. осн. = 14 - рС э (сильн. осн.)

36 36 рН растворов слабых кислот (CH 3 COOH, HCN, HNO 2,H 2 SO 3, H 2 CO 3 и др.) 1. Слабые одноосновные кислоты диссоциируют обратимо: НА Н + + А - (14) pH слабой кислоты = p + pC М (HA) - степень диссоциации (показывает долю ионизированных молекул). рН слаб. к-ты = = (15) -lgK a - lgC м 2 рKa + рCмрKa + рCм 2

37 37 Расчет рОН растворов слабых оснований 1) через α : рОН слаб.осн. = р α + рС м(осн.) (16) где α – степень ионизации рН = 14 – (р + рС М(основ) ) (17) 2) через К b : рН слаб. основ. = 14 – рОН = 14 – (18) рК b + рС м 2

38 В качестве индикаторов для определения рН растворов используют слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная и ионная формы отличаются по цвету (см. табл. 3) 38 Кислотно-основные индикаторы

39 рН среды, при котором индикатор ионизирован на 50% и цвет раствора смешанный, называется точкой перехода цвета индикатора рТ. рТ (инд.) = рК а (инд.) = - lg К а (инд.) - это силовая характеристика индикатора. рТ ± 1 - это зона перехода цвета индикатора. Ведь наш глаз замечает смешанный цвет не только при условии равенства концентраций молекулярных и ионных форм индикатора, но и когда концентрация одной из форм преобладает над другой в 10 раз (lg 10 = 1). HInd Ind - + H + 39 смесь форм переходная окраска (ΔрН = pKa ± 1) нейтральная форма окраска 1 (при рН < pKa – 1) заряженная форма окраска 2 (при рН > pKa + 1)

40 40 Таблица 3. Примеры индикаторов. Индикатор Окраска IОкраска II Смешанная окраска (в точке рТ 1) фенолфталеинбесцветный ярко- малиновый розовый метилоранжкрасныйжёлтыйоранжевый лакмускрасныйсинийфиолетовый

41 Кислоты Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон водорода (доноры Н + ). Основания Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные принимать протон водорода (акцепторы Н + ). 41 Протолитическая теория кислот и оснований Кислоты и основания Бренстеда

42 42 # Существенно, что основность, с точки зрения протолитической теории, проявляется только в присутствии кислоты, а кислотность – в присутствии основания: В + АН + ВН + А (21).. Осн. К-та Осн Сопряжённая кислотно-основная пара – это две формы одного и того же соединения, отличающиеся на один Н +. Записывается сопряжённая пара так: кислота / основание. В данном случае + ВН/ В и АН/А - две сопряжённые кислотно-основные пары в одной реакции..

43 Кислотно-основное взаимодействие это перенос Н + с кислоты на основание, с образованием новой кислоты и нового основания, сопряжённых исходным. !!! Сильной кислоте соответствует слабое сопряжённое основание, и наоборот. 43

44 44 Почти в любой сопряжённой кислотно-основной паре один из компонентов сильный, другой слабый: Н 3 О + / Н 2 О НОН / НО ¯.. Сильная кислота Слабое основан. Слабая кислота Сильное основан. Кислотность по Бренстеду считается сильной, если р Ка 11. Тогда основность, наоборот, считается слабой при р Ка 11

45 Силовая характеристика кислотно-основных свойств рК а - показатель кислотности, характеризующий оба компонента этой пары: чем меньше рК а, тем сильнее кислотность и слабее основность в данной сопряжённой паре. Так, рК а (Н 3 О + / Н 2 О) = -1,7 В этой паре очень сильная кислотность (Н 3 О + ) и очень слабая основность (Н 2 О). 45..

46 Гидролиз солей – это реакция обменного разложения между солью и водой. Гидролиз солей – это реакция взаимодействия ионов слабого электролита, входящего в состав соли, с водой, в результате которой получается слабый электролит. Гидролиз соли – это слабое кислотно- основное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к разрушению не только соли, но и воды. 46 Гидролиз солей

47 KtA* сильн.- слаб. KtA слаб.- сильн. KtA слаб.- слаб. NaCH 3 COO ацетат натрия Na 2 C 2 O 4 оксалат натрия Na 2 CO 3 карбонат натрия Na 3 PO 4 фосфат натрия NaH 2 PO 4 дигидрофосфат натрия Na 2 HPO 4 гидрофосфат натрия KCN цианид калия и др. NH 4 Cl хлорид аммония Al Cl 3 хлорид алюминия Fe Cl 3 хлорид железа Zn Cl 2 хлорид цинка Zn SO 4 сульфат цинка (NH 4 ) 2 SO 4 сульфат аммония и др. NH 4 CH 3 COO ацетат аммония (NH 4 ) 2 CO 3 карбонат аммония (NH 4 ) 3 PO 4 фосфат аммония Al PO 4 фосфат алюминия и др. 47 * Обозначение: Kt – катионная часть соли; A – анионная часть соли. Таблица 4. Примеры солей, подвергающихся гидролизу:

48 Расчет рН растворов солей Для солей, гидролизующихся по аниону (рН > 7) рН = 7 + Для солей, гидролизующихся по катиону (рН < 7) рН = 7 - Для солей, гидролизующихся по катиону и аниону (рН 7) рН = 7 +

49 Степень гидролиза – это отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворённых молекул (выражается в долях к единице или в процентах). от природы соли (характеристики рК а и рК b ). от температуры (повышается t 0 - растёт гидролиз, так как гидролиз – это эндотермический процесс); от концентрации (чем меньше концентрация соли, тем лучше идёт гидролиз); от рН среды: кислоты и щёлочи будут усиливать определённый тип гидролиза (соответственно, по аниону или катиону, а также по обоим ионам). 49 Степень гидролиза α зависит:

50 Литература Основная: 1. Слесарев В.И. – Химия: Основы химии живого: Учебник для вузов. – 3-е изд., испр. – СПб: Химиздат. – – 784 с Дополнительная: Пузаков С.А. – Химия: Учебник, 2-е изд. испр. и доп. М.: ГЭОТАР-Медиа Медицина, – 624 с Артеменко А.И. – Справочное руководство по химии. – М.: Высшая школа,

51 Литература Электронные ресурсы: 1. Электронный каталог Крас ГМУ 2. Электронная библиотека по дисциплине химия: общая и неорганическая.-/ гл. ред. М.А. Пальцев.-М.: Русский врач, Ресурсы Интернет 51