Презентация Теории кислот и оснований. Свойства растворов электролитов. Буферные растворы онлайн

Содержание слайда: Теории кислот и оснований. Свойства растворов электролитов. Буферные растворы

Содержание слайда: Свойства растворов электролитов Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами. Свойства растворов электролитов отклоняются от законов Вант-Гоффа и Рауля и в связи с этим Вант-Гофф ввел такое понятие как изотонический коэффициент: І=1+á(n-1)=ΔТкип.эксп/ ΔТкип.теор= = ΔТзам.эксп/ ΔТзам.теор=Росм.эксп/Росм.теор

Содержание слайда: Теории кислот и оснований Электролитическая теория (теория Арениуса). Протолитическая теория (Бренстеда – Лоури). Электронная теория (теория Льюиса).

Содержание слайда: Электролитическая теория Предложена шведским ученым Сванте Арениусом, который утверждал, что: при отсутствии электрического тока в растворе существует равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами; при разбавлении растворов число молекул, которые распадаются на ионы увеличивается;

Содержание слайда: Электролитическая теория под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), отрицательно заряженные – к аноду (анионы); диссоциация есть процессом обратимым. На ионы диссоциируют кислоты, основания и соли.

Содержание слайда: Диссоциация кислот Кислоты – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах дают катионы водорода (гидроксония Н3О+) и анионы кислотного остатка. Например:

Содержание слайда: Диссоциация оснований Основания – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют катион металла и анионы гидроксила. Например:

Содержание слайда: Диссоциация солей Соли – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах дают катионы металлов, NH4+ и анионы кислотного остатка

Содержание слайда: Ионные уравнения реакций Согласно с теорией электролитической диссоциации реакции в растворах электролитов проходят с участием ионов и малодиссоциированых молекул. Ионные уравнения бывают полными и сокращенными. Например для молекулярного уравнения реакции: Na2CO3+2HCl=CO2+2NaCl+H2O Полное ионное уравнение имеет вид: 2Na++CO32-+2H++2Cl-=CO2+2Na++2Cl-+H2O Сокращенное ионное уравнение: CO32-+2H+=CO2+H2O

Содержание слайда: Протолитическая теория Датский физико-химик Йоханнес Бренстед и английский химик Томас Лоури в 1928-1929 г. предложили протолитическую (протонную) теорию кислот и оснований, согласно которой: КИСЛОТА – это вещество (частица), способная отдавать протоны (т.е. кислоты - доноры протонов)

Содержание слайда: Протолитическая теория

Содержание слайда: Протолитическая теория

Содержание слайда: Электронная теория Предложена в 1926 г. американским ученым Гилбертом Льюисом. Согласно данной теории: Кислотами называют соединения, являющиеся акцепторами электронной пары. Основаниями называют вещества, которые являются донорами электронной пары.

Содержание слайда: Электронная теория

Содержание слайда: Степень диссоциации Электролиты по разному диссоциируют в растворе. Количественной характеристикой распада молекул на ионы есть степень электролитической диссоциации α:

Содержание слайда: Степень диссоциации Степень диссоциации определяют экспериментально по значениям электропроводности растворов электролитов различной концентрации или по величине изотонического коэффициента

Содержание слайда: Свойства растворов сильных электролитов В растворах сильных электролитов концентрацию заменяют на активность (обозначает эффективную, условную концентрацию, согласно с которой ионы взаимодействуют в химических реакциях):

Содержание слайда: Коэффициент активности. Ионная сила раствора Коэффициент активности ионов есть функцией не только концентрации ионов. Он также зависит от природы веществ и от природы электролита:

Содержание слайда: Равновесие в растворах слабых электролитов Для уравнения диссоциации слабого электролита КА: К2А 2К++А-

Содержание слайда: Закон разбавления Оствальда:

Содержание слайда: Константы кислотности и основности Константы диссоциации кислот и оснований называют соответственно константами кислотности (КА) и основности (КВ). Произведение константы кислотности и константы основности, сопряженного с этой кислотой основания равно ионному произведению воды:

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда: Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Экспериментально установлено, что вода проводит электрический ток: Н2О=Н++ОН-, или 2Н2О=Н3О++ОН-

Содержание слайда: Водородный показатель Водородным показателем рН называют отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН=-lg[H+] или [H+]=10-рН рН+рОН=14

Содержание слайда: Измерение pH Индикаторы pH - метры

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда: Ацетатный буферный раствор (рН 3,7-5,6) СН3СООNa→СН3СОО- + Na+ СН3СООH ↔ СН3СОО- + H+ Константа диссоциации Ка = [СН3СОО- ] [H+]/[СН3СООH ] Отсюда [H+]= Ка [СН3СООH ]/ [СН3СОО- ] Или [H+]= Ка [кислота ]/ [основание ] В логарифмическом виде рН = рКа – lg [кислота ]/ [основание ] рН = рКа + lg [основание ]/ [кислота ]

Содержание слайда: Уравнение Гендерсона - Гассельбаха рН = рКа – lg [кислота ] [основание ] рН = рКа + lg [основание ] [кислота ] Используют для расчета рН различных буферных растворов

Содержание слайда: Механизм буферного действия ацетатного буфера СН3СООNa→СН3СОО- + Na+(полностью диссоциирует) СН3СООH ↔ СН3СОО- + H+ (частично диссоциирует) В растворе присутствуют ионы СН3СОО-, H+, Na+ Если прибавить сильную кислоту: СН3СОО- + H+ ↔ СН3СООH (сильная кислота меняется на слабую) Если прибавить щелочь: СН3СООH +ОН-→ СН3СОО- + Н2О (образуется малодиссоциированая молекула воды)

Содержание слайда:

Содержание слайда: Аммиачный буфер (диапазон рН 8,4-10,3) NH4OH ↔ NH4+ + OH- NH4Cl → NH4+ + Cl- Уравнение Гендерсона Гассельбаха для этого буфера рН = 14 - рКв + lg [основание ] [кислота ]

Содержание слайда: Механизм действия аммиачного буфера В растворе существует NH3 и NH4+ NH3+НОН ↔NH4+ + ОН- При добавлении кислоты: NH3 + HCl ↔ NH4Cl При добавлении щелочи: NH4+ + ОН- ↔ NH4OH

Содержание слайда: Влияние разведения на рН буферных растворов Из уравнения Гендерсона Гассельбаха видно, что при разведении растворов концентрации двух компонентов уменьшаются одинаково и поэтому их соотношение остается постоянным. [H+] = Ка [кислота ] = Ка 0.1 = Ка 0.001 [основание ] 0.1 0.001

Содержание слайда: Буферная емкость Буферная емкость (В) - это число молей эквивалента сильной кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы сместить его рН на единицу Вкисл= Восн=

Содержание слайда: Буферная емкость Буферная емкость максимальна при соотношении кислоты и соли 1:1 => pH = pK. Хорошая – при [pK+0.5, pK-0.5] Достаточная – при [pK+1, pK-1] Чем выше концентрация раствора, тем больше его буферная емкость. Концентрация кислоты и соли в буферных растворах обычно бывает порядка 0,05—0,20 М.

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда: Механизм действия фосфатного буфера: Механизм действия фосфатного буфера: 1. при добавлении кислоты 2 Na++HPO42–+H++Cl - NaH2PO4+Na++Cl - 2. при добавлении щелочи : NaH2PO4 + NaOH  Na2HPO4 + H2O Избыток однозамещённого и двузамещённого фосфата удаляется через почки. Полное восстановление отношения в буфере происходит только через 2—3 сут.

Содержание слайда: Относительный вклад % буферных систем крови в поддержание в ней протолитического гомеостаза Буферные системы плазмы крови Гидрокарбонатная 35% Белковая 7% Гидрофосфатная 1% ВСЕГО 43% Буферные системы эритроцитов Гемоглобиновая 35 % Гидрокарбонатная 18 % Гидрофосфатная 4 %

Содержание слайда: ГЕМОГЛОБИНОВЫЙ БУФЕР: ГЕМОГЛОБИНОВЫЙ БУФЕР: где HHb — дезоксигемоглобин; HHbO2 — оксигемоглобин; KHb — калиевая соль дезоксигемоглобина; KHbO2 — калиевая соль оксигемоглобина

Содержание слайда: Механизм действия гемоглобинового буфера 1. Гемоглобин является белком, он амфотерен COO- COOH Pt + H + + Cl-  Pt NH3 + NH3+Cl COO- COONa Pt + Na + + OH-  Pt NH3 + NH3+OH 2. буферная система, состоящая из оксигемоглобина и калиевой соли гемоглобина, участвует в выделении углекислоты из организма,понижая рН По силе HHbO2 >H2CO3 > HHb

Содержание слайда: ГЕМОГЛОБИНОВАЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА КРОВИ

Содержание слайда: Связывание катионов водорода имидазольными группами гемоглобина.

Содержание слайда: БЕЛКОВАЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА

Содержание слайда: В тканях и лёгких протекают следующие процессы: В тканях и лёгких протекают следующие процессы: 1. В тканях: KHb + H2CO3  HHb + KHCO3 Происходит вытеснение HHb из его соли. 2. В лёгких: HHb + O2  HHbO2карбоангидраза 3. В лёгких: HHbO2 + KHCO3  H2CO3 + KHbO2 H2CO3  H2O + CO2 Происходит вытеснение более слабой угольной кислоты из её соли. 4. В тканях: KHbO2  KHb + O2

Содержание слайда: Кислотно-основное состояние организма и его нарушения Кислотно-основное состояние организма и его нарушения Ацидоз - это уменьшение кислотной буферной емкости физиологической системы по сравнению с нормой. Алкалоз - это увеличение кислотной буферной емкости физиологической системы по сравнению с нормой . Экзогенный ацидоз возникает при употреблении пищи с избыточным содержанием кислот (лимонной, бензойной, уксусной), а также лекарственных средств, трансформация кото­рых в организме способствует понижению рН среды. Эндогенный ацидоз или алкалоз возникает при нарушении протолитического баланса в организме вследствие нарушения соотношений скоростей синтеза и выведения тех или иных кислот или оснований

Содержание слайда: Требования к буферным растворам Обладать достаточной буферной емкостью в требуемом диапазоне значений рН. Обладать высокой степенью чистоты. Хорошо растворяться в воде и не проникать через биологические мембраны. Обладать устойчивостью к действию ферментов и гидролизу. рН буферных растворов должен как можно меньше зависеть от их концентрации, температуры и ионного или солевого состава среды. Не оказывать токсического или ингибирующего действия. Не поглощать свет в видимой или ультрафиолетовой областях спектра.