Презентация на тему "СВОЙСТВА РАСТВОРОВБУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ"

Содержание

• 
  Слайд 1

  СВОЙСТВА РАСТВОРОВБУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

• 
  Слайд 2
  
• 
  Слайд 3
  

  Коллигативные свойства (от лат. Colligatus-собирать) - некоторые физические свойства разбавленных растворов (давление паров над раствором, температуры кипения и замерзания), зависящие от концентрации и не зависящие от природы растворенных веществ в растворе.

• 
  Слайд 4
  

  Идеальный раствор – раствор, образование которого не сопровождается тепловым эффектом и изменениями.Важнейшей характеристикой в поведении идеальных растворов является зависимость между парциальными давлениями пара компонентов раствора и их концентрациями.

• 
  Слайд 5
  

  Система пар - жидкость находится в равновесии: скорость испарения равна скорости конденсации. Движущиеся молекулы пара ударяются о стенку сосуда и оказывают на неё давление, которое называется давлением пара. Максимальное давление пара, которое может развить жидкость при данной температуре, называется давлением насыщенного пара.

• 
  Слайд 6
  

  Закон Рауля Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества. (Р0-Р)/Р0=Х Х -мольная доля растворенного вещества, р0 - давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем, р- давление насыщенного пара растворителя над раствором (Р0-Р)/Р0-относительное понижение давления пара над раствором (р0 —р) = Δр- абсолютное понижение давления пара

• 
  Слайд 7
  

  Исследуя замерзание и кипение растворов, Рауль установил следующие закономерности: 1) повышение температуры кипения раствора пропорционально количеству молей растворенного вещества при условии, что количество молей растворителя постоянно: Δtкип = ЕСm Е -эбулиоскопическая константа не зависит от природы растворенного вещества; Сm- моляльная концентрация вещества. 2) понижение температуры замерзания раствора пропорционально числу молей растворенного вещества при постоянном количестве растворителя: Δtзам = КСm К -криоскопическая константа

• 
  Слайд 8
  

  Осмос-явление массопереноса растворителя через полупроницаемую мембрану, сквозь которую могут просачиваться малые молекулы, но не способны проходить большие молекулы из разбавленного раствора в раствор более высокой концентрации. Давление, которое необходимо создать с той стороны мембраны, где находится раствор, чтобы приостановить осмос, называется осмотическим давлением.

• 
  Слайд 9
  

  Осмотическое давление равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно в виде идеального газа занимало тот же объем при той же температуре. π=CRT(закон Вант-Гоффа) – для неэлектролитов π=iCRT– для электролитов π - осмотическое давление раствора, Па; С - концентрация в моль/л; R -универсальная газовая постоянная; Т - абсолютная температура; i – изотонический коэффициент

• 
  Слайд 10
  

  Растворы с равным осмотическим давлением, называются изотоническими. Если два раствора имеют различное осмотическое давление, то раствор с большим давлением называются гипертоническим, с меньшим давлением гипотоническим.

• 
  Слайд 11
  
• 
  Слайд 12
  

  Вещества, которые растворяются в воде с образованием растворов, проводящих электрический ток, называются электролитами.Процесс распада веществ на ионы называется электролитической диссоциацией. К+А- + nH2O →K+(H2O)х + А-(Н2О)n-x Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу молекул (N) электролита, введенных в раствор: α=(n/N)·100%

• 
  Слайд 13
  

  KA↔K++A- Kд=(C(K+)·C(A-)/C(KA)) С(K+), С(A-) - молярные концентрации ионов К+ и А- С(КА) - концентрация недиссоциированных молекул Закон разбавления Оствальда: С разбавлением раствора слабого электролита степень диссоциации увеличивается. Кд=α2С/(1-α) ЧембольшеKд тем сильнееэлектролит.

• 
  Слайд 14
  

  Ионизация воды Н2О ↔ Н++ОН- Кр = С(Н+) С(ОН-) /С(Н2О) Кр(Н2О)=С(Н+)С(ОН-)=Кw Кw– ионное произведение воды С(Н+) = С(ОН-) = 55,5 ·1,8·10-9 = 10-7 моль/л Кw =С(Н+)С(ОН-)=10-7·10-7=10-14 С(Н+)=С(ОН-) — среда нейтральная; С(Н+)>С(ОН-) - среда кислая; С(Н+)

• 
  Слайд 15
  

  Водородный показатель Для чистой воды рН = -lg (10-7) = 7 При увеличении С(Н+) уменьшается рН(7) рН + рОН = 14

• 
  Слайд 16
  

  Кислоты и основания по Аррениусу Кислота -электролит, который при диссоциации образует ионы водорода, а основание – вещество, образующие в водном растворе ионы ОН-. Вещества, которые в водных растворах способны в зависимости от условий высвобождать как Н+, так и ионы ОН-, называются амфотерными.

• 
  Слайд 17
  

  Недостатки Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, в других – как основания. CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ в воде – слабая кислота. HF + CH3COOH ↔ CH3COOH2+ + F- в жидком HF – основание. Исследования подобного типа реакций и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.

• 
  Слайд 18
  

  Кислоты и основания по Бренстеду- Лоури Кислоты - вещества, высвобождающие протоны (доноры протонов), а основания - вещества, способные соединяться с протонами (акцепторы протонов). А1↔В1+ Н+ к о п В2 + Н+ ↔ А2 о п к А1 + B2 ↔ А2 + В1 к о к о

• 
  Слайд 19
  

  Классификация кислот нейтральные- НСl, H2SO4, Н3РО4 : H2SO4 Н+ + HSO4– 2) катионные - положительные ионы - NH4+, H3O+: NH4+NH3 + Н+ анионные - отрицательные ионы - HSO4–, H2PO4–HPO42–: HSO4– Н+ + SO42–

• 
  Слайд 20
  

  Классификация оснований нейтральные- NH3, H2O, С2Н5ОН : NH3 + Н+NH4+ 2) анионные - отрицательные ионы - Сl–, СН3СОО–, ОН–: СН3СОО– + Н+ СН3СООН 3) катионные - положительные ионы - Аl(OН)2+: Аl(OН)2+ + Н+ АlOН2+ + Н2О

• 
  Слайд 21
  

  Вода, жидкий аммиак и анионы многоосновных кислот, которые могутбытьи донорами и акцепторами протонов, являются амфолитами. Во второй реакции вода выступает в качестве основания, в третьей – в качестве кислоты.

• 
  Слайд 22
  

  Сила кислоты определяется константой кислотности Ка HA↔Н+ + А- Ка=С(Н+)·С(А-)/С(НА) НА + В- ↔ НВ + А к о к о Сила основания определяется константой основностиКb ВОН↔В++ОН- Кb=С(OН-)·С(B+)/С(BOН)

• 
  Слайд 23
  

  Для осуществления равновесия в растворе необходимо присутствие акцептора протона, благодаря которому осуществляется переход протона от кислоты к основанию: НА + В- ↔ НВ + А- к о к о Реакции данного типа называются протолитическими, количественная сторона которых характеризуется константой равновесия (константой протолиза): Кп = С(НВ)С(А-)/С(В-)С(НА) Значения К для НА и НВ можно определить следующим путем: К1= С(Н+)·С(А-)/С(НА) К2 = С(Н+)·С(B-)/С(НB) Кп = К1/К2

• 
  Слайд 24
  

  Кислоты и основания по Льюису Кислота - это вещество, которое акцептирует электронную пару; основание - это вещество, которое предоставляет электронную пару. Взаимодействие между кислотой и основанием, согласно этому определению, заключается в возникновении ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму: H3N: + AlCl3 → H3N+ + AlCl3- На основании определений Льюиса все обычные лиганды (NH3, CN-, F-, Cl- и др.) можно рассматривать как основания, а все ионы металлов — как кислоты.

• 
  Слайд 25
  

  Расчет водородного показателя (рН) сильной кислоты рН=-lg С(Н+) сильного основания рН=14-lg С(ОН-) слабой кислоты рН=1/2 рKа - 1/2 lg C(А) слабого основания рН=14 - 1/2 рKb + 1/2 lg C(B)

• 
  Слайд 26
  

  ГИДРОЛИЗ Гидролиз–взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого рН среды солей отличается от 7.

• 
  Слайд 27
  

  Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания Na2CO3+HOH (I ступень) 2Na+ +CO32- + HOH↔Na++НCO3- + ОН- СО32- + НОН ↔ HCO3- + OН- (II ступень) Na++HCO3- +H2O↔H2CO3+Na++OH- HCO3- + НОН ↔ Н2СО3+ОН- (раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

• 
  Слайд 28
  

  Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания CuCl2+HOH I ступень Сu2++2С1-+Н2О↔Сu(ОН)++С1- + Н++С1- Сu2+ + Н2О = Сu(ОН)+ + Н+ II ступень Сu(0Н)++С1-+Н2О↔Сu(ОН)2 + H++ С1- Сu(ОН)+ + Н2О ↔ Cu(OH)2 + H+ (раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

• 
  Слайд 29
  

  Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания Аl2(CO3)3+HOH 2А13+ + ЗСО32- + 6Н0Н = 2А1(ОН)з +ЗСО2 +3Н2О (равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа, раствор нейтрален). Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

• 
  Слайд 30
  

  Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза αГи константой гидролиза Кг. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, называется степенью гидролиза: αг= Сг/С, где Сг — концентрация гидролизованной части вещества; С — общая концентрация растворенного вещества.

• 
  Слайд 31
  

  Если представить в общем виде уравнение гидролиза МеА + Н2О ↔НА + МеОН, то для этого равновесия константа равна К= [НА] [MeOH]/[MeA][H2O] Учитывая, что в разбавленных растворах концентрация воды является практически постоянной величиной, то, обозначив К[Н2О] = Кг, получим выражение для константы гидролиза соли Кг= [НА] [MeOH]/[MeA]

• 
  Слайд 32
  

  Буферные растворы -растворы, величина рН которых практически не изменяется при добавлении к ним сильных кислот или щелочей или при разбавлении.

• 
  Слайд 33
  

  1. Ацетатный буфер: 3. Фосфатный буфер: 2. Бикарбонатный буфер: Аммиачный буфер: Классификация: а) кислотные б) основные

• 
  Слайд 34
  

  Механизм буферного действия а) + HCl СH3COOK + HCl → СH3COOH + KCl СH3COO - + H+ → СH3COOH б) +KOH СH3COOН + KOH → СH3COOK + Н2О СH3COOН + OH-→ СH3COO-+ Н2О В основных буферных системах соль (анион-основание Бренстеда) работает против кислоты, кислота – против щелочи

• 
  Слайд 35
  

  Уравнение Гендерсона-Гассельбаха рН буферного раствора зависит от: Природы компонентов (рК слабой кислоты или основания) Соотношения концентраций компонентов (кислоты и соли) В общем случае:

• 
  Слайд 36
  

  Уравнение нельзя применять : если концентрации компонентов отличаются более чем в 100 раз; если кислота (основание) слишком сильные - рКа11 (нельзя пренебрегать гидролизом ). Для основного буферного раствора:

• 
  Слайд 37
  

  Буферная ёмкость Буферная ёмкость (β) выражается количеством моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которое следует добавить к одному литру буфера, чтобы сместить рН на единицу. Буферные растворы, у которых рНрК, (более щелочное по отношению к рК) имеют большую буферную емкость по кислоте.

• 
  Слайд 38
  

  Буферная ёмкость зависит от: Абсолютных концентраций компонентов От соотношения компонентов и максимальна при соотношении 1 /1

• 
  Слайд 39
  

  В организме человека присутствуют различные буферные системы. Из них наиболее важными являются: гидрокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная, белковая. Они являются «первой линией защиты», препятствующей резким перепадам pH внутренней среды живых организмов.

• 
  Слайд 40
  

  Бикарбонатная буферная система Бикарбонатная буферная система – мощная и, пожалуй, самая управляемая система внеклеточной жидкости и крови. На долю бикарбонатного буфера приходится около 10% всей буферной емкости крови. Продукт его взаимодействия с кислотами – СО2 быстро выводится через легкие. Бикарбонатный буфер также содержится в эритроцитах, почечной ткани и интерстициальной жидкости.

• 
  Слайд 41
  

  Фосфатный буфер Интересная особенность фосфатного буфера состоит в том, что оба его компонента являются сильными электролитами, но несмотря на это буфер удовлетворяет требованиям, предъявляемым к буферным системам, состоящим из слабых кислот и их солей с сильным основанием. Фосфатная буферная система функционирует в основном в плазме. В клетках он представлен солями К2НРО4 и КН2РО4, а в плазме крови и в межклеточной жидкости Na2HPO4 и NaH2PO4.

• 
  Слайд 42
  

  Белковая буферная система Белковая буферная система имеет меньшее значение для поддержания КОР в плазме крови, чем другие буферные системы. Белки образуют буферную систему благодаря наличию кислотно-основных групп в молекуле белков: он состоит из белка-кислоты и его соли, образованной сильным основанием. Pt – COOH - белок-кислота Pt – COONa – белок-соль Белковая буферная система плазмы крови эффективна в области значений рН 7,2–7,4.

• 
  Слайд 43
  

  Гемоглобиновая буферная система Гемоглобиновая буферная система - наиболее ёмкий буфер крови - составляет более половины всей её буферной ёмкости.Гемоглобиновый буфер является буферной системой эритроцитов. Гемоглобиновый буфер состоит из кислого компонента - оксигенированногоНb - НbО2 и основного – неоксигенированногоHb. НbО2 примерно в 80 раз сильнее диссоциирует с отдачей в среду Н+, чем Нb. Соответственно, он больше связывает катионов. Механизм действия HHb ↔ H+ + Hb- HHbO2 ↔ H+ HbO2-

• 
  Слайд 44
  

  44 (Все буферные системы организма обладают большей буферной емкостью по кислоте, чем по основанию, (поскольку характеризуются соотношением): 1 : 4

• 
  Слайд 45
  

  Ацидоз – накопление в организме кислых продуктов уменьшение рН крови в сравнении с нормой (уменьшение кислотной буферной емкости в сравнении с нормой) Алкалоз – накопление в организме щелочных продуктов увеличение рН крови в сравнении с нормой (увеличение кислотной буферной емкости в сравнении с нормой)

• 
  Слайд 46
  

  Значение постоянства кислотности жидких сред для жизнедеятельности человеческого организма : Ионы водорода оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения; Ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго определенном интервале значений рН; Минимальные изменения концентрации ионов водорода в крови и межтканевых жидкостях ощутимо влияют на величину осмотического давления; Необходимость в приготовлении буферных растворов для введения в организм, и моделирования биопроцессов.

• 
  Слайд 47

  СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ