Definition.

I laboratoriepraktiken är det ofta nödvändigt att arbeta med lösningar som har ett visst pH-värde. Sådana lösningar kallas buffertlösningar.

buffertlösningar- lösningar vars pH praktiskt taget inte ändras när de tillsätts stora mängder syror och baser eller vid utspädning.

Buffertlösningar kan vara av fyra typer:

1. Svag syra och dess salt. Till exempel en acetatbuffertlösning av CH3COOH + CH3COONa (pH=4,7).

2. Svag bas och dess salt. Till exempel ammoniakbuffertlösning NH4OH + NH4Cl (pH=9,2).

3. En lösning av två sura salter. Till exempel fosfatbuffertlösning NaH2PO4 + Na2HPO4 (pH=8). I det här fallet spelar saltet rollen som en svag syra.

Aminosyra- och proteinbuffertlösningar.

Handlingsmekanism.

Effekten av buffertlösningar är baserad på det faktum att buffertjoner eller molekyler binder H + eller OH-joner av syror eller alkalier som införs i dem för att bilda svaga elektrolyter. Till exempel, om saltsyra tillsätts till en acetatbuffertlösning av CH 3 COOH + CH 3 COOH, kommer följande reaktion att inträffa:

CH 3 COOHa + Hcl \u003d CH 3 COOH + NaCl

CH3COO - + H+ = CH3COOH

CH 3 COO - joner, som interagerar med H + katjoner av saltsyra, bildar molekyler av ättiksyra, H + ackumuleras inte i lösningen, därför förändras deras koncentration praktiskt taget inte, och därför ändras inte lösningens pH-värde.

När en alkali (till exempel NaOH) tillsätts till en acetatbuffertlösning inträffar följande reaktion:

CH 3 COOH + NaOH \u003d CH 3 COONa + H 2 O

CH 3 COOH + OH - \u003d CH 3 COO - + H 2 O

H + katjoner av ättiksyra kombineras med OH - alkalijoner och bildar vatten. Syrakoncentrationen minskar. Istället för de förbrukade H+-katjonerna, som ett resultat av dissociationen av ättiksyra CH 3COOH, dyker H+-katjoner upp igen och deras tidigare koncentration återställs och lösningens pH-värde ändras inte.

buffertkapacitet.

Varje buffertlösning bibehåller praktiskt taget ett konstant pH endast tills en viss mängd syra eller alkali tillsätts, det vill säga den har en viss buffertkapacitet.

Buffertkapacitet - den begränsande mängden (mol) av en stark syra eller alkali som kan tillsättas till 1 liter av en buffertlösning så att dess pH-värde inte ändras med mer än ett.

Matlagning.

Buffertegenskaperna är mycket svaga om koncentrationen av en komponent skiljer sig 10 gånger eller mer från koncentrationen av en annan. Därför framställs buffertlösningar ofta genom att blanda lösningar med lika koncentrationer av båda komponenterna, eller genom att tillsätta en lämplig mängd av ett reagens till en lösning av en komponent, vilket leder till bildandet av en lika stor koncentration av den konjugerade formen.

För att framställa en ammoniakbuffertblandning, blanda 100 ml av en lösning av NH 4 Cl med en massfraktion på 10 % och 100 ml av en lösning av NH 4 OH med en massfraktion på 10 % och späd den resulterande blandningen med destillerat vatten till 1 liter.

Ansökan.

Buffertlösningar används ofta i kemisk analys, biokemisk analys att skapa och bibehålla ett visst pH-värde i mediet under reaktioner.

Till exempel separeras Ba2+-joner från Ca2+-joner genom utfällning med dikromatjoner Cr2O72- i närvaro av en acetatbuffertlösning; vid bestämning av många metallkatjoner med hjälp av Trilon B, använder den komplexometriska metoden en ammoniakbuffertlösning.

Buffertlösningar säkerställer beständigheten hos biologiska vätskor och vävnader. De viktigaste buffertsystemen i kroppen är bikarbonat, hemoglobin, fosfat och protein. Dessutom är funktionen hos alla buffertsystem sammankopplad. Vätejoner som kommer utifrån eller bildas under metabolism är bundna av en av komponenterna i buffertsystemen. Men vid vissa sjukdomar kan en förändring av blodets pH-värde inträffa. Förskjutningen i blodets pH-värde till det sura området från det normala värdet på pH 7,4 kallas acidos, till den alkaliska regionen - alkalos. Acidos förekommer vid svåra former av diabetes mellitus, långvarigt fysiskt arbete och inflammatoriska processer. Vid allvarlig njur- eller leverinsufficiens, eller vid andningssvikt, kan alkalos uppstå.

biologiska vätskor, vävnader och organ.

Detta tar sig uttryck i ganska konstanta pH-värden hos biologiska medier (blod, saliv, magsaft etc.) och kroppens förmåga att återställa normala pH-värden vid exponering för protoliter. Systemstöd protolytisk homeostas, inkluderar inte bara fysiologiska mekanismer (lung- och njurkompensation), utan även fysikalisk-kemiska: buffrande verkan, jonbyte och diffusion.

Att säkerställa konstant pH i blodet och andra organ och vävnader är en av de viktigaste förutsättningarna för kroppens normala existens. Denna bestämmelse uppnås genom förekomsten av ett flertal regelsystem, varav de viktigaste är buffertsystem. De senare spelar en stor roll för att upprätthålla COR i kroppen.

Dessutom är materialet i detta ämne nödvändigt för att studera efterföljande ämnen i ämnet (potentiometri, egenskaper hos IUD-lösningar, etc.) och sådana discipliner som biokemi, mikrobiologi, histologi, hygien, fysiologi, i utövandet av en läkare vid bedömning av typen och svårighetsgraden av COR-störningar.

buffertlösningar kallad lösningar som bibehåller sina pH-värden oförändrade när de späds ut eller när en liten mängd av en stark syra eller bas tillsätts. Protolytiska buffertlösningar är blandningar av elektrolyter som innehåller joner med samma namn.

Det finns i princip två typer av protolytiska buffertlösningar:

Syra d.v.s. bestående av en svag syra och ett överskott av dess konjugerade bas (salt bildat av en stark bas och en anjon av denna syra). Till exempel: CH 3 COOH och CH 3 COOHa - acetatbuffert

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO - överskott av konjugerat

syra bas

CH 3 COOHa → Na + + CH 3 COO -

Grundläggande, d.v.s. bestående av en svag bas och ett överskott av dess konjugerade syra (d.v.s. ett salt bildat av en stark syra och en katjon av denna bas). Till exempel: NH4OH och NH4Cl - ammoniakbuffert.

NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + överskott av konjugerat

syra bas

NH4CI → Cl- + NH4+

Buffertsystemets ekvation beräknas med Henderson-Hasselbachs formel:

pH \u003d pK + lg, pOH \u003d pK + lg,

där pK = -lg KD.

C - molär eller ekvivalent koncentration av elektrolyt (C \u003d V N)

Verkningsmekanismen för buffertlösningar

Betrakta det på exemplet med acetatbuffert: CH3COOH + CH3COOHa

Den höga koncentrationen av acetatjoner beror på den fullständiga dissociationen av en stark elektrolyt - natriumacetat, och ättiksyra i närvaro av anjonen med samma namn finns i lösning i praktiskt taget icke-joniserad form.

1. När en liten mängd saltsyra tillsätts binder H+-joner till konjugatbasen CH 3 COO - som finns i lösningen till en svag elektrolyt CH 3 COOH.

CH 3 COO‾ + H + ↔ CH 3 COOH (1)

Ekvation (1) visar att den starka syran HC1 ersätts med en ekvivalent mängd av den svaga syran CH3COOH. Mängden CH 3 COOH ökar och enligt W. Ostwalds utspädningslag minskar dissociationsgraden. Som ett resultat ökar koncentrationen av H+-joner i bufferten, men mycket lite. pH hålls konstant.

När man tillsätter syra till bufferten bestäms pH av formeln:

pH = pK + Ig

2. När en liten mängd alkali tillsätts bufferten reagerar den med CH 3 COOH. Ättiksyramolekyler kommer att reagera med hydroxidjoner för att bilda H 2 O och CH 3 COO ‾:

CH 3 COOH + OH ‾ ↔ CH 3 COO‾ + H 2 O (2)

Som ett resultat ersätts alkalin med en ekvivalent mängd svagt basiskt salt CH 3 COONa. Mängden CH 3 COOH minskar och, enligt utspädningslagen av W. Ostwald, ökar dissociationsgraden på grund av den potentiella surheten hos de återstående odissocierade molekylerna av CH 3 COOH. Följaktligen förändras koncentrationen av H+-joner praktiskt taget inte. pH förblir konstant.

När alkali tillsätts bestäms pH av formeln:

pH = pK + Ig

3. Vid spädning av bufferten ändras inte heller pH, eftersom dissociationskonstanten och förhållandet mellan komponenter förblir oförändrade.

Sålunda beror buffertens pH på: dissociationskonstanter och koncentrationsförhållanden för komponenter. Ju högre dessa värden är, desto högre pH-värde har bufferten. Buffertens pH kommer att vara störst vid ett förhållande av komponenter lika med en.

För att kvantitativt karakterisera bufferten introduceras begreppet buffertkapacitet.

Storlek: px

Starta intryck från sidan:

transkript

2 Huvudfrågor: 1. Buffertsystem, sammansättning och verkningsmekanism 2. Acetat, fosfat, ammoniak, hydrokarbonat, hemoglobinbuffertar 3. Beräkning av pH-buffertlösningar. 4. Buffertkapacitet och faktorer som påverkar den 5. Buffertsystems betydelse för kemi och biologi, medicin och farmaci

3 I processen för metabolism i vår kropp frigörs mycket saltsyra, pyrodruvsyra, mjölksyror. Men pH-värdet är strikt bevarat i kroppen. Konstantiteten av pH-värdet för biologiska medier upprätthålls inte bara med hjälp av fysiologiska mekanismer (lung- och njurkompensation), utan med hjälp av fysikalisk-kemisk buffring, jonbyte och diffusion. Att upprätthålla syra-basbalansen på en given nivå säkerställs på molekylär nivå genom inverkan av buffertsystem.

4 Lösningar som håller ett konstant pH-värde när små mängder starka syror och alkalier tillsätts, samt vid utspädning, kallas protolytiska buffertsystem. Förmågan hos vissa lösningar att hålla koncentrationen av vätejoner oförändrad kallas buffertverkan, vilket är huvudmekanismen för protolytisk homeostas. Buffertlösningar är blandningar av en svag bas eller svag syra och deras salt. I buffertlösningar, enligt Bronsted Lowrys teori, är de huvudsakliga "verkande" komponenterna protondonator och acceptor.

5 Buffertlösningar kan framställas på två sätt: 1. Partiell neutralisering av en svag elektrolyt med en stark elektrolyt: CH 3 COOH (överskott) + NaOH; NaOH (överskott) + HCl 2. Blandning av lösningar av svaga elektrolyter med deras salter (eller två salter): CH 3 COOH och CH 3 COOHa; NH3 och NH4CI; NaH2RO4 och Na2HPO4

6 Anledningen till uppkomsten av en ny kvalitet av buffrande verkan i lösningar är kombinationen av flera protolytiska jämvikter B (bas) + H + HB + (motståndssyra) HA (syra) H + + A - (motståndskraftig bas) Konjugerad syra -baspar HB + /Vi HA/A - kallas buffertsystem, som är kombinerade jämviktsprocesser av jonisering och hydrolys.

7 Således består protolytiska buffertsystem av: två komponenter. I. svagt konjugat. syrabas II. svag bas är konjugerad. syra En av komponenterna binder H + stark syra, den andra OH - stark alkali.

8 KLASSIFICERING AV BUFFERTSYSTEM I. Syrabuffertsystem. De är en blandning av en svag syra HA (protondonator) och dess salt A - (protonacceptor). q acetat: CH 3 COOH + CH 3 COOHa CH CH 3 3 COOH COO q hydrokarbonat: Svag syra Konjugatbas H 2 CO HCO 3 3

9 II. Grundläggande buffertsystem. De är en blandning av en svag bas (protonacceptor) och dess salt (protondonator). Ammoniakbuffertsystem: en blandning av en svag bas NH 3 H 2 O (protonacceptor) och dess starka elektrolytsalt NH + 4 (protondonator). Buffert zoneprin 8,2-10,2 NH 4 NH OH + 4 Svag bas konjugatsyra

10 III. Saltbuffertsystem. KH 2 PO 4 + K 2 HPO 4 intracellulär NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4 utanför cellens hydrofosfatbuffertsystem (buffertverkanszon pH 6,2 8,2). Det är en blandning av svag syra H 2 PO - 4 (protondonator) ieesolinro 2-4 (protonacceptor) H 2RO HPO Konjugatbas med svag syra

11 IV. Aminosyra- och proteinbuffertsystem. Bufferteffekten av dessa buffertsystem börjar visa sig när en viss mängd syra eller alkali tillsätts till dem. En blandning av två former av proteinet bildas: a) en svag "proteinsyra" + ett salt av denna svaga syra b) en svag "proteinbas" + ett salt av denna svaga bas

12 Beräkning av pH för buffertsystem (Henderson-Hasselbachs ekvation) Med hjälp av exemplet på en acetatbuffertlösning, låt oss överväga beräkningen av buffertsystem. CH COOH CH COONa Natriumacetat sönderdelas nästan fullständigt till joner: CH 3 COONa CH 3 COO - + H + 3 ättiksyra dissocierar endast i liten utsträckning: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Tillämpa massverkan på ekvation för dissociation av ättiksyra:

13 I närvaro av natriumacetat förskjuts dissociationsjämvikten för ättiksyra kraftigt åt vänster i enlighet med Le Chateliers princip. Nästan all syra i en sådan lösning är i en odissocierad form, och endast en liten mängd av den dissocierar, bildar H+-joner och ger en sur miljö för lösningen. Därför är jämviktskoncentrationen av den odissocierade syran i denna lösning praktiskt taget lika med dess totala koncentration, dvs. C (CH3COOH) lika. C (syror). Koncentrationen av acetatjoner i buffertblandningen är nästan lika med den initiala saltkoncentrationen: C(CH3COO -) C(salt).

14 I ekvationen för dissociationskonstanten för ättiksyra, ersätter vi den totala koncentrationen av syra och salt, vi får K d \u003d CC k you Om vi ​​tar logaritmen för denna ekvation och vänder om tecknen får vi: salter, lgc \u003d lgk d C till dig salt Eftersom lg C (H +) \u003d pH, och lgkd \u003d pk syra, sedan + \u003d K d C C till dig salt

15 ph \u003d pk till dig lg C C till dig salt eller ph \u003d pk till dig + lg C C sura salter Denna ekvation kallas Henderson-Hesselbach-ekvationen. Detta är den grundläggande ekvationen som används för att beskriva syra-basbalansen i biologiska system.

16 Efter en liknande slutsats för de grundläggande buffertsystemen: poh ph = = 14 pk basisk pk + basisk lg C lg C (salter) (baser) C C (salter) (baser) naturen hos en svag elektrolyt (pk (syra), pk (bas), på förhållandet mellan koncentrationerna av salt och syra (bas) och temperatur.

17 Det bör noteras att buffertsystem effektivt upprätthåller pH i intervallet: pk (syror) ±1 för sura system; 14 (pk(bas)±1) för bassystem. Verkningsmekanismen för buffertsystem. 1. Spädning. Vid utspädning med vatten minskar koncentrationerna av syra och salt lika många gånger, men förhållandet lg C (salt) / C (syra) ändras inte, så buffertlösningens pH förändras praktiskt taget inte. Dessutom är pk för en syra eller pk för en bas oberoende av utspädning. 2. Tillsats av syror och baser. När en liten mängd av en stark syra tillsätts till acetatbufferten, jonin + (bildas under dess dissociation)

18 är bundna av acetatjoner som finns i överskott, med bildning av svagt dissocierande CH 3 COOH-molekyler. Dissociationsgraden av CH 3 COOH är liten och koncentrationen av [H + ] ändras praktiskt taget inte, buffertlösningens pH kommer att minska, men bara något. CH 3 COOH CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl x x x buffert pHfl pH = pk till dig + lg C C salt till dig x + x

19 När en liten mängd NaOH tillsätts neutraliseras OH - joner av syrakomponenten i buffertlösningen, med bildning av vattenmolekyler. CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O xxx CH 3 COONa buffert Som ett resultat ersätts den tillsatta starka basen med en ekvivalent mängd av den svaga konjugatbasen CH 3 COO -, vilket påverkar reaktionen av mediet till en mindre utsträckning. Buffertlösningens pH ökar, men bara något.

20 pH pH \u003d pk till dig + lg C C salt till dig + x x Exempel: jämför förändringen i pH när du passerar 0,01 mol väteklorid genom 1 l: Acetatbuffertlösning som innehåller 0,1 mol/l salt och syra; v Destillerat vatten C till dig \u003d C salt Efter tillsats av HCl: pH \u003d 4,75 + lg 0,1 0,01 0,1 + 0,01 pH \u003d 4,66; ΔрН = 4, = 0,09 pH-enheter

21 v pH = 7 för destillerat vatten. Efter att ha passerat 0,01 mol HCl ph = -lg 0,01 = 2; ΔрН = 7 2= 5 pH-enheter En buffertlösnings förmåga att hålla pH på en ungefär konstant nivå när en stark syra eller stark alkali tillsätts är långt ifrån begränsande och begränsas av värdet på den så kallade buffertkapaciteten.

22 BUFFERTKAPACITET Buffertkapacitet (B) är antalet mol stark syra eller basekvivalent som måste tillsättas till 1 liter buffertlösning för att ändra dess pH med ett. Systemets buffertkapacitet bestäms i förhållande till tillsatt syra (I syra) eller bas (alkali) (I basisk) och beräknas med formlerna: I syra. \u003d CH (HA) ph - ph 0 V (HA), V (b.p.) H I huvudsak. =, ph - ph V(B) V(b.p.) där V(HA), V(B) - volymer av tillsatt syra eller alkali, 1; C n \u003d (HA), C n (B) molära koncentrationer av ekvivalenten, respektive, av syra och alkali; V(b.r.) - volymen av den initiala buffertlösningen, l.; pH o, pH - pH-värden för buffertlösningen före och efter tillsats av syra eller alkali; pH-PH o - skillnadsmodul. C(B)0

23 Buffertkapacitet med avseende på syra (B-syra) bestäms av koncentrationen (antal ekvivalenter) av komponenten med basiska egenskaper; buffertkapaciteten i förhållande till basen (i huvudsak) bestäms av koncentrationen (antal ekvivalenter) av komponenten med sura egenskaper i buffertlösningen.

24 Buffertkapacitet beror på förhållandet mellan komponenterna och deras koncentration a) förhållandet mellan komponenterna saltsyra 90 mmol 10 mmol = = = mmol HCl + 10 mmol HCl = = lg4 = 0,60 lg0,67 = -0,17 = 0,67 Buffertkapaciteten är maximal vid kl. ett förhållande av komponenter lika med en, medan B huvud \u003d B syra, arn \u003d pk

25 b) koncentration av komponenter. Ju högre koncentration, desto större buffertkapacitet. saltsyra 20 mmol 50 = 1 = 1 20 mmol mmol HCl + 10 mmol HCl = 0,33 = 0, lg0,33= 0,48 lg0,67 = -0,17

26 Användningen av alla buffertsystem är begränsad till ett visst pH-område: för sura system, pH = surt pK ±1; för bassystem pH =14 - (pk bas ±1). SLUTSATS: Buffertkapaciteten beror huvudsakligen på förhållandet mellan koncentrationerna av komponenterna och deras absoluta koncentrationer, och därmed utspädningen. Blodbuffertsystem flytande media Organismen stöds av buffertsystem: bikarbonat, hemoglobin, fosfat, protein. Verkan hos alla buffertsystem i kroppen är sammankopplade, vilket ger biologiska vätskor med ett konstant pH-värde. Hos människor och djur finns buffertsystem i blodet (plasma och erytrocyter), i celler och intercellulära utrymmen i andra vävnader.

27 Blodbuffertsystem representeras av plasmabuffertsystem och erytrocytbuffertsystem. Buffertsystem av blodplasma Bikarbonat 35% Protein. 7% Fosfat 2% pH=7,4 44% Den senares roll är obetydlig. De står för 44 % av blodets buffertkapacitet. Buffertsystem av erytrocyter pH=7,25 hemoglobin 35 % kolkarbonat 18 % 56 % Organiskt fosfatsystem 3 % De står för 56 % av blodets buffertkapacitet.

28 HYDROKARBONATBUFFERTSYSTEM Kolvätebuffertsystemet står för 53 % av blodets totala buffertkapacitet (35 % i plasma, 18 % i erytrocyter). Det är nästan omöjligt att direkt mäta koncentrationen av kolsyra i blodet. Därför, istället för att införa koncentrationen av koldioxid i Henderson-Hasselbach-ekvationen, tar denna ekvation följande form: pH \u003d 6,1 + lg där pk \u003d lg (n 2 CO 3) \u003d 6,1

29 Praktiskt taget i blod mäts partialtrycket av koldioxid CO 2. Koncentrationen av CO 2 löst i plasma beräknas genom att multiplicera med löslighetskonstanten för CO 2. Om det uttrycks i kilopascal (kPa), så är konstanten 0,23, om i mm. rt. Konst. 0,03. Därför, om P CO 2 uttrycks i kPa, har ekvationen följande form: pH \u003d 6,1 + lg Partialtrycket för CO 2 i blodplasma är normalt ~ 5,3 kPa (40 mmHg), vilket motsvarar CO 2 ~1,2 mmol/l.

30 Partialtrycket av CO 2 i blodplasman är normalt ~ 5,3 kPa (40 mm Hg), vilket motsvarar koncentrationen av CO 2 ~ 1,2 mmol/l. Koncentrationen av bikarbonatjoner i den extracellulära vätskan vid P CO 2 = 5,3 kPa är 24 mmol/l. Förhållandet i den extracellulära vätskan [HCO - 3]/[CO 2 ] (båda värdena i mmol/l) är 20:1. Enligt Henderson Hasselbachs ekvation motsvarar detta förhållande ett blodplasma-pH på 7,4: pH = 6,1 + lg24/1,2 = 6,1 + lg20 = 6,1 + 1,3 = 7,4 reaktionen av arteriell blodplasma hos friska människor motsvarar pH = 7,40 .

31 Eftersom det finns fler bikarbonater i blodet än, är blodets buffertsystem mycket större för syror än för baser. Detta har en stor biologisk betydelse, eftersom Mer syror produceras under ämnesomsättningen än baser. Koncentrationen bestämmer blodets reservalkalinitet. Blodets alkaliska reserv bestäms av volymen koldioxid som absorberas av 100 cm 3 blod när det kommer i kontakt med en gasblandning innehållande 5,5 % CO 2 vid ett tryck på 40 mm Hg, vilket motsvarar trycket på koldioxid i lungorna. Normalt är blodets alkaliska reserv 50-65 % (volym) CO2.

32 Förhållandeminskning:< 20 является причиной ацидоза. Различают газовый инегазовый ацидоз. Ацидоз газовый возникает при высокой концентрации СО 2 во вдыхаемом воздухе, заболевании органов дыхания (пневмония), угнетение дыхательного центра (анестетики, седативные препараты). Негазовый ацидоз возникает при накоплении нелетучих продуктов обмена, при ожогах и воспалительных процессах. Повышение соотношения [НСО 3- ]/ [СО 2 ]>20 leder till callalos.

33 Alkalos gasformig lunginflammation, astma Konsekvens av hyperventilation, inklusive intensiv ventilation av lungorna (minskning av CO 2 -koncentration). Icke-gasalkalos Förlust av stora mängder HCl vid kräkning Utsöndring av stora mängder H + vid intag av diuretika Införande av stora mängder NaHCO 3 alkalier

34 Huvudsakliga kliniska manifestationer vid acidos och alkalos Acidos: Depression av centrala nervsystemet, vid pH under 7 når depressionen en sådan grad att man tappar orienteringen; en person faller i koma; Ökad andning för att avlägsna koldioxid, som en adaptiv reaktion Alkalos: Överexcitation nervsystem, som åtföljs av tetoniska (konvulsiva) sammandragningar; död kan inträffa på grund av tetonisk sammandragning av andningsmusklerna

35 Korrigering av kroppens syra-bastillstånd. Som ett nödhjälpmedel för acidos används en intravenös infusion av lösningar av natriumbikarbonat, men när det administreras, som ett resultat av neutralisering, frigörs CO 2, vilket minskar medlets effektivitet. Trisamin, som binder överskott av protoner, berövas denna nackdel: H 2 N-C (CH 2 OH) 3 + H + H 3 N + -C (CH 2 OH) 3. Natriumlaktat används också som ett korrigerande medel för acidos. För att eliminera fenomenen med alkalos, som en av de tillfälliga åtgärderna, används en lösning av askorbinsyra.

36 Det är möjligt att ändra pH i andra miljöer i kroppen, till exempel i olika delar av matsmältningskanalen, särskilt i magen. Med minskad surhet i magsaften ordineras utspädd saltsyra, med ökade olika antacida: basiskt magnesiumkarbonat Mg (OH) 2 4 MgCO 3 H 2 O, magnesiumoxid, kalciumkarbonat och calmagin (granulat som innehåller basiskt magnesiumkarbonat och natriumbikarbonat) . Grunden för den farmakologiska effekten av alla dessa läkemedel är p-neutralisering

37 Hemoglobinbuffertsystem Hemoglobinbuffertsystemet finns endast i erytrocyter. Mekanismen för dess verkan är förknippad med tillsats och frisättning av syre. I detta avseende har hemoglobin (Hb) oxiderat HHbO 2 och reducerat HHb-former. HHv + O 2 HHvO 2 H + + HbO - 2 syra HHv H + + Hb syrakonjugatbas Verkningsmekanism baserad på reaktioner: konjugatbas

38 HbO - 2+ H + HHbO 2 HHb + O 2 bas HHbO 2 syra HHb + OH HbO H 2 O + OH Hb + H 2 O syra Hb + H + HHb bas Av ovanstående schematiska reaktioner kan man se att additionen av en stark syra eller stark alkali orsakar en skyddande reaktion av buffertsystemet för att upprätthålla ett konstant pH-värde för mediet, vilket förklaras av bindningen av tillsatt H + och OH och bildandet av lågdissocierande elektrolyter.

39 Hemoglobinbuffertsystemet i kroppen fungerar effektivt endast i kombination med bikarbonatsystemet. 1. Blodplasma I blodplasman uppstår på grund av bikarbonatbuffertsystemet ett antal reaktioner som gör att koldioxid bildas. H 2 CO 3 + OH - H 2 O + HCO 3 - HCO 3 + H + H 2 CO 3 CO 2 H 2 O Från blodplasma diffunderar CO 2 in i erytrocyter, där kolsyraanhydrasenzymet katalyserar dess interaktion med vatten och bildar kolsyra. 2. Röda blodkroppar H 2 O + CO 2 H 2 CO 3

40 I erytrocyter ökar koncentrationen av bikarbonatjoner enligt schemat: Hb - + H 2 CO 3 HHb + HCO - 3 De resulterande bikarbonatjonerna diffunderar in i den extracellulära vätskan. Venöst blod går tillbaka till lungorna, hemoglobin reagerar med syre och oxyhemoglobin bildas. 3. Lungorna Oxyhemoglobin reagerar med kolkarbonatjoner HHb + O 2 HHbO 2; HHvO 2 + HCO 3- HvO 2- + H 2 CO 3 H 2 CO 3 H 2 O + CO 2 Atmosfären avlägsnas från lungorna av CO 2 på grund av lungventilation. Detta är i grunden mekanismen för att upprätthålla syra-basbalansen.

41 Proteinbuffertsystem Proteinbuffertsystem är amfolytiska pga de inkluderar a-aminosyror som innehåller grupper med sura egenskaper (COOH och NH + 3) och basiska egenskaper (COO och NH 2). Verkningsmekanismen för ett sådant buffertsystem kan representeras enligt följande: surt buffertsystem a) H 3 N + R COOH + OH H 3 N + R COO + H 2 O proteinsyra b) H 3 N + R COO + H + H 3 N + R COOH proteinsalt av en syra (konjugatbas)

42 huvudbuffertsystem a) H 2 NR COO + H + H 3 N + R COO proteinbas b) H 3 N + R COO + OH H 2 NR COO + H 2 O basproteinsalt (konjugatsyra) där R är en makromolekylära rester ekorre. Blodplasmaproteinernas roll i homeostasen av vätejoner är mycket liten. Fosfatbuffertsystem Fosfatbuffertsystemet finns både i blodet och i cellvätskan i andra vävnader, särskilt i njurarna.

43 I celler representeras det av KH 2 PO 4 ik 2 HPO 4, i blodplasma och intercellulärt utrymme - NaH 2 PO 4 och Na 2 HPO 4. Huvudrollen i verkningsmekanismen för detta system spelas av jonen H2PO-4: H2PO-4 H+ + H2PO2-4 syraresist. bas En ökning av koncentrationen av H + leder till en förskjutning av reaktionen åt vänster, d.v.s. syrabildning: HPO 2-4 H + + H 2 PO - 4 syraresist. bas Blodfosfatbufferten är nära besläktad med bikarbonatbufferten. H 2 CO 3 + HPO 2-4 Na HSO 3 + H 2 RO - 4 vmochu

44 Ammoniumbuffertsystem Bildas i njurarna av glutamin under påverkan av glutaminas i reaktionen av oxidativ deaminering. NH 3 H + NH + 4 poh \u003d pk + lg NH 4 OH + R COOH R COONH 4

45 Användning av BS inom andra områden Buffertlösningar jordar förhindrar en överdriven ökning av surhet eller alkalinitet, vilket skapar och upprätthåller förutsättningar för växtlivet. Att skapa en miljö med ett visst pH-värde inom vetenskaplig forskning och många tekniska produktionsprocesser Att framställa referensbuffertlösningar, som används för att sätta upp apparater för mätning av aktiv surhet. För att upprätthålla konstansen hos värdena för systemens elektrokemiska potential används BS, vars funktion är baserad på jämvikt.

Huvudfrågor: 1. Buffertsystem, sammansättning och mekanism för deras verkan 2. Acetat, fosfat, ammoniak, hydrokarbonat, hemoglobinbuffertar 3. Beräkning av pH-buffertlösningar. 4. Buffertkapacitet och faktorer

BUFFERTSYSTEM. 1. Definition, klassificering, sammansättning av buffertsystemet. 2. Mekanismen för buffertverkan. 3. Härledning av pH-formeln för buffertsystem. 4. Buffertsystemens egenskaper: påverkan på pH-förhållandet

RUSSIAN NATIONAL RESEARCH MEDICIC UNIVERSITY Allmän och bioorganisk kemi Kurs med föreläsningar för studenter från medicinska, pediatriska, Moskva- och dentala fakulteter. Ämne 6

FÖRELÄSNINGAR 910. Buffertsystem. 1 Buffertsystem är en samling av flera ämnen i en lösning som informerar den buffertegenskaper, dvs. förmågan att motstå en förändring i omgivningens aktiva reaktion (ph) vid utspädning,

Federal State Budgetary Education Institute högre utbildning VORONEZH STATE AGRARIAN UNIVERSITY UPPFYLLD EFTER KEJSAR PETER I Institutionen för kemi Sammanfattning rapport om oorganiska

Ämne för lektionen: BUFFERTLÖSNINGAR. Syftet med lektionen. Assimilera idéer om buffertsystemens sammansättning, klassificering och verkningsmekanism. Lär dig att tillämpa teoretiskt material för att beräkna pH och buffert

Statlig budgetutbildningsinstitution för högre yrkesutbildning "IRKUTSK STATE MEDICAL UNIVERSITY" vid hälsoministeriet Ryska Federationen avdelning

RYSKA FEDERATIONENS UTBILDNINGS- OCH VETENSKAPSMINISTERIE NOVOSIBIRSK STATE UNIVERSITY SPECIALISERADE UTBILDNINGS- OCH VETENSKAPLIGT CENTRUM Kemisk jämvikt i lösningar Novosibirsk 01 SYRA-BAS

4. Begreppet buffertlösningar Definition av buffertsystem och deras klassificering Många reaktioner i lösning fortskrider i rätt riktning endast vid en viss koncentration av H+-joner. Ändra det till det

Exempel .. Konstruera ett distributionsdiagram för en lösning av fosforsyra i intervallet pH,0,0. Beräkna molfraktionerna av partiklar vid pH =, 5, 9,. Jämvikter som uppstår i en lösning av fosforsyra:

Federal State Budgetary Educational Institute of Higher Education VORONEZH STATE AGRARIAN UNIVERSITY UPPFÖDET EFTER KEJSAR PETER I Institutionen för kemi Sammanfattningsrapport Biologisk

HYDROLYS Allmänna begrepp Hydrolys är en utbytesreaktion av ämnens interaktion med vatten, vilket leder till deras nedbrytning. Hydrolys kan vara oorganiskt och organiskt material olika klasser.

2 3 INTRODUKTION Hög nivå kunskap, akademisk och social rörlighet, specialisternas professionalism, beredskap för självutbildning och självförbättring är dagens krav. På grund av detta

UKRAINAS HÄLSOMINISTIE KHARKOV NATIONAL MEDICINAL UNIVERSITY BUFFERTSYSTEM, DERAS BIOLOGISKA ROLL Riktlinjer för självständigt arbete 1:a årsstudenter i disciplin

Enskild läxa 5. VÄTEINDIKATOR FÖR MILJÖN. HYDROLYS AV SALTER TEORETISK DEL Elektrolyter är ämnen som leder elektrisk ström. Processen för sönderdelning av ett ämne till joner under inverkan av ett lösningsmedel

Statens budgetutbildningsinstitution för högre yrkesutbildning MOSKVA STATLIGA MEDICIN- OCH DENTALUNIVERSITET vid ministeriet för hälsa och social utveckling

Seminarium 1. Jämvikt i ett homogent system, syra-basbalans, användning i titrimetri (författare Ph.D. Monogarova O.V.). Analytisk kemi är vetenskapen om att bestämma den kemiska sammansättningen av ämnen

Lektion 5 VÄTEINDIKATOR FÖR MILJÖN. HYDROLYS AV SALTER Ämne 1. Inledande kontroll på ämnet ”Väteindex för miljön. Salthydrolys. 2. Seminarium på ämnet ”Utbytesreaktioner av elektrolyter. Väte

Blodbuffertsystem (från engelska buffert, buff för att mjuka upp slaget) är fysiologiska system och mekanismer som ger syra-bas. 43765414836 Buffertsystem, buffertlösningar, buffertblandningar, system,

LEKTION 5 VÄTEINDIKATOR FÖR MILJÖN. HYDROLYS AV SALTER TEORETISK DEL Elektrolyter är ämnen som leder elektrisk ström. Processen för sönderdelning av ett ämne till joner under inverkan av ett lösningsmedel kallas elektrolytisk

Allmän kemi Student: Grupp: Arbetsinlämningsdatum: Syfte med arbetet: Laborationer 8 LÖSNINGAR AV ELEKTROLYTER Erfarenhet 1. Beroendet av lösningars elektriska ledningsförmåga på graden av dissociation av elektrolyter Grundläggande begrepp:

UKRAINAS HÄLSEMINISTERIE ZAPORIZHIA STATLIGA MEDICINSK UNIVERSITET AVDELNING FÖR FYSISK OCH KOLLOIDKEMI

3 Elektrolytlösningar Flytande lösningar delas in i elektrolytlösningar som kan leda elektrisk ström och icke-elektrolytlösningar som inte är elektriskt ledande. löst i icke-elektrolyter

Föreläsning 6 Syra-bas-jämvikt 1 Föreläsningsplan 1. Allmänna egenskaper hos kemisk jämvikt. 2. Elektrolytisk dissociation. Syror och baser enligt Arrhenius. 3. Surhet av lösningar. ph. Konstanter

Hydrolys. Löslighetsprodukt Ämne 11 Reaktionsförhållanden mellan elektrolyter Reaktioner i elektrolytlösningar är reaktioner mellan joner Nödvändigt skick reaktioner i lösningar

Föreläsning 5 Protolytiska jämvikter i saltlösningar (hydrolys). buffertlösningar. Jämviktsfällningslösning. Löslighetsprodukt. PROTOLYTISK JÄMFÖRT I LÖSNINGAR AV SALTHYDROLYS-interaktion

Vad är Acid och BASE? SYRA BAS JÄMFÖRT Livet är inte en kamp mot synd, inte mot pengars makt, utan mot vätejoner Arrhenius, 1894 Bronsted-Lowry, 1923 Lewis, 1923

1. Teoretisk grund metod Föreläsning 2 Syra-basmetod Metoden bygger på neutralisationsreaktionen: H + + OH - H 2 O Metoden används för kvantitativ bestämning av syror och alkalier, samt

Uppgifter för tentamen inom disciplinen "Allmän och oorganisk kemi" Sätt att uttrycka koncentrationen av lösningar. Syra-bas titrering. 1. I medicinsk praxis används ofta en 0,9% NaCl-lösning

RYSSISKT EKONOMISKA UNIVERSITET uppkallat efter G. V. PLEKHANOV Oorganisk kemi ÄMNE: Elektrolytisk dissociation

1. Docent vid institutionen för allmän och oorganisk kemi, National University of Science and Technology MISIS, kandidat för kemivetenskap Marina Norairovna Ter-Hakopyan 2. Habitat för syror och baser - vatten Kemisk substans på

18. Joniska reaktioner i lösningar Elektrolytisk dissociation. Elektrolytisk dissociation är nedbrytningen av molekyler i lösning för att bilda positivt och negativt laddade joner. Omfattningen av förfallet beror

1. Vilken är laddningen av kärnan i en kolatom? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Vad har atomerna 12 6C och 11 6C gemensamt? 1) Massantal 2) Antal protoner 3) Antal neutroner 4) Radioaktiva egenskaper

UPPGIFTER FRÅN I (VÄLJANDE) KORRESPONDENSSTAD I OLYMPIADEN "UNGA TALENTS OF PRIKAMIE. KEMI» 2008/2009 LÄSÅR Det är nödvändigt att svara på uppgifterna i svarsfilen! I uppgifterna 1-19 ska du välja en eller flera

Teoretiska grunder för kursen "Strukturell biokemi" Lektor Svetlana Bobkova, Doktor i kemi Ämne: Vattens struktur. Fysikaliska egenskaper vatten. dissociation av vatten. Jonisk produkt av vatten.

Lösningar (3) Jämvikt i elektrolytlösningar. pH och PR Föreläsning av kursen "Allmän och oorganisk kemi" för 11:e klasserna i SASC Syra-basjämvikter i lösningar Enligt Arrhenius: En syra kallas en elektrolyt,

Oorganisk kemi Syfte med arbetet: Student: Grupp: Datum för slutförande av arbetet: Laborationer LÖSNINGAR AV ELEKTROLYTER Erfarenhet 1. Elektrisk ledningsförmåga hos lösningar av starka och svaga elektrolyter Grundläggande

AVSNITT II. ANALYTISK KEMI Uppgift 1 (författare P.V. Chulkin) 1. För att förenkla lösningen uttrycker vi sammansättningen av ammofos i termer av en parameter a: a(nh) 2 HPO (1 a)(nh)H 2 PO. Den molära massan är M = 132a 115(1 a)

Lösning av alternativ 2 1. Den elektroniska konfigurationen av anjonen O 2 (1s 2 2s 2 2p 6) är katjoner Na, Mg 2. 2. Molar massa av en enkel substans Enkel substans kisel Si. M = ρ V m = 2,33 12,1 = 28 g/mol. 3.

Hydrolys av salter Arbetet utfördes av läraren i den högsta kategorin Timofeeva V.B. Vad är hydrolys Hydrolys är processen för utbyte av komplexa ämnen med vatten Hydrolys Interaktionen mellan salt och vatten, som ett resultat

LÖSNINGARS EGENSKAPER Lösningar är homogena (homogena) system som består av två eller flera komponenter (komponenter), vars mängder kan variera över ett brett intervall. Lösningen består av löst

Achinovich Olga Vladimirovna Läran om lösningar Lösningar är Lösningsmedel är löst - Exempel: Vatten är ett lösningsmedel om du löser upp ett fast ämne (glukos) eller gas (CO 2). - Och om

Federal Agency for Education Novgorod State University uppkallad efter Yaroslav Wise Department of Chemistry and Ecology Buffers riktlinjer för laboratoriearbete Veliky Novgorod 2006

Negrebetsky 2008 2010 Föreläsning 5 Processer i lösningar. Protolytiska jämvikter VIKTIGASTE BEGREPP Processer i lösningar 5.1 Negrebetsky 2008 2010 1. Jämvikter i vattenlösningar. Hydrering av joner. Polaritet

FÖRELÄSNING 5 Föreläsningsplan:. Protolytiska jämvikter i saltlösningar (hydrolys av salter).. Gruppreagens för den tredje analytiska gruppen och dess verkningsmekanism.. Gruppreagens för den andra analytiska gruppen

Frågor om differentialprov i medicinsk kemi för studenter vid medicinska och odontologiska fakulteter 1. Syra-bas-jämvikt och komplexbildning i biologiska lösningar. 1. Biogen

Lösning av alternativ 1 1. Den elektroniska konfigurationen av Al 3+ katjonen (1s 2 2s 2 2p 6) är anjonerna F, O 2. 2. Molmassan av ett enkelt ämne Det enkla ämnet är guld Au. 3. ClCH2CH2CH2CH2CH2CH3;

1 Teori. Jon-molekylära ekvationer av jonbytesreaktioner Jonbytesreaktioner är reaktioner mellan elektrolytlösningar, som ett resultat av vilka de byter ut sina joner. Joniska reaktioner

Moldaviens hälsoministerium State University Medicin och farmaci Nicolae Testemitanu Farmaceutiska fakulteten Institutionen allmän kemi G. V. BUDU, S. V. MELNYK ANALYTISK

FEDERAL BYRÅ FÖR UTBILDNING Statlig läroanstalt för högre yrkesutbildning "TOMSK POLYTECHNICAL UNIVERSITY" GODKÄND av dekanus vid KhTF V.M._Pogrebenkov 2007

Grunderna i teorin om elektrolytisk dissociation Michael Faraday 22.IX.1791 25.VIII. 1867 engelsk fysiker och kemist. Under första hälften av 1800-talet introducerade begreppet elektrolyter och icke-elektrolyter. Ämnen

1. Huvudegenskaperna uppvisas av grundämnets externa oxid: 1) svavel 2) kväve 3) barium 4) kol 2. Vilken av formlerna motsvarar uttrycket för graden av dissociation av elektrolyter: =

1 MODUL 1 ALLMÄN TEORETISK GRUND FÖR ANALYTISK KEMI. KVALITATIV ANALYS TEMA: SYRA-BAS JÄMFÖMLINGEN OCH DERAS ROLL I ANALYTISK KEMI (I ANALYTIK). BUFFERTSYSTEM FÖRELÄSNING 5 MÅL: ATT FORM

1. Vilket av följande element är det mest typiska icke-metalliskt? 1) Syre 2) Svavel 3) Selen 4) Tellur 2. Vilket av följande grundämnen har högst elektronegativitet? 1) Natrium

Ryska federationens utbildningsministerium East Siberian State Technological University Omfattande testuppgifter i allmän och oorganisk kemi Metodisk utveckling för sig själv

1 Föreläsning 14 Joniska reaktioner Kemiska reaktioner i elektrolytlösningar reduceras till jonbyte. Dessa reaktioner kännetecknas av mycket höga frekvenser. I processen med jonbytesreaktioner, oxidation tillstånd

1 FÖRELÄSNING Föreläsningsplan: 1. Grundläggande principer för teorin om elektrolytlösningar. Generell (analytisk) koncentration och aktivitet av joner i en lösning, deras förhållande Hastigheten för en kemisk reaktion och kemisk jämvikt.

STATLIG INSTITUTION FÖR HÖGRE YRKESUTBILDNING "VITRYSSISK-RYSKA UNIVERSITET" Avdelningen "Metal Technologies" KEMI Riktlinjer till praktiska lektioner för studenter

FÖRELÄSNING 3 Föreläsningsplan: 1. Beteende hos starka och svaga monobasiska syror i vattenlösningar. 2. Beteende hos starka och svaga enstaka syrabaser i vattenlösningar. 3. Beteende av starka och svaga polybasic

Föreläsning 14 Utbytesreaktioner i elektrolytlösningar. Löslighetsprodukt. dissociation av vatten. Salthydrolys Grundbegrepp: jonbytesreaktioner, jonmolekylära ekvationer, löslighetsprodukt

LÖSNINGAR av problemen med Olympiaden "FRAMTIDA KUZBASS" i kemi 1. Genomför transformationer: Mg MgO MgSO 4 Mg (OH) 2 Mg (OH) Cl MgCl 2 Li Li 2 O LiOH LiH 2 PO 4 Li 2 HPO 4 Li 3 PO 4 La La 2 O 3 La (OH) 2 NO 3 La (OH) 3

1 FÖRELÄSNING 5 KLINISK PATOFYSIOLOGI SYRA-BAS-TILLSTÅND STÖRNINGAR INNEHÅLL 1. INTRODUKTION 2. ALLMÄN INFORMATION OM syra-basbalansen 3. BETYDELSEN AV KONSTANT syra-basbalans för kroppen 4. KONSEKVENSER AV EN PH+ SHIFT

KEMI. ALLMÄN OCH OORGANISK KEMI. SALTHYDROLYS SALTHYDROLYS

Väteindikator ph Indikatorer Essens av hydrolys Typer av salter Algoritm för att sammanställa ekvationer för hydrolys av salter Hydrolys av salter av olika typer Metoder för att undertrycka och förstärka hydrolys Lösning av tester B4 Väte

1. Ge exempel på användningen av komplexbildningsreaktioner i syra-basanalysmetoden. Skriv reaktionsekvationer. Syra-bas-komplexbildningsreaktioner används

Ögonstadium. Årskurs 11. Lösningar. Uppgift 1. En blandning av tre gaserna A, B, C har en vätedensitet av 14. En del av denna blandning som vägde 168 g fick passera genom ett överskott av en lösning av brom i ett inert lösningsmedel

TITRATIONSKURVA - en graf över beroendet av en systemparameter relaterad till koncentrationen av en titrerbar substans, titreringsprodukt eller reaktionsprodukt, på graden av framsteg av titreringsprocessen (till exempel på mängden

Samling av uppgifter i kemi för 9:e medicinska klassen sammanställd av Gromchenko I.A. Moscow Education Center 109 2012 Massfraktion av det lösta ämnet. 1. 250 g lösning innehåller 50 g natriumklorid. Bestämma

Klassificera dess sammansättning och komponenternas karaktär.

Specificera intervallet för pH-värden inom vilket detta system har en buffertkapacitet.

Skriva reaktionsekvationer som återspeglar mekanismen för dess verkningsmekanism (jonisk form).

förklara varför ammoniakbuffertsystemet inte är en del av blodet

1. Komponenternas sammansättning och beskaffenhet:

A) NH 4 OH (NH 3 x H 2 O) - ammoniumhydroxid, svag elektrolyt

B) NH4C1 - salt, ammoniumklorid, stark elektrolyt.

Ammoniumhydroxid är en svag elektrolyt; i lösning dissocierar den delvis till joner:

NH4OH<=>NH4 + + OH-

När ammoniumklorid tillsätts till en ammoniumhydroxidlösning, dissocierar saltet som en stark elektrolyt nästan fullständigt till joner:

NH 4 C1 > NH 4 + + C1-

och undertrycker dissociationen av basen, vars jämvikt förskjuts mot den omvända reaktionen.

1. Området för pH-värden inom vilket systemet i fråga har en buffertkapacitet beräknas med formeln:

där Kv är dissociationskonstanten NH 4 OH \u003d 1,8 * 10 -5, C 0 är baskoncentrationen, Cs är saltkoncentrationen.

pH=14-4,74+log(CO/Cc)=9,26+log(CO/Cc). Beroende på C 0 /Cc-förhållandet är intervallet för pH-värden 8,26-10,26.

1. Ammoniakbuffertens förmåga att upprätthålla ett praktiskt taget konstant pH-värde i lösningen bygger på att de ingående komponenterna binder de H+- och OH-joner som införs i lösningen eller bildas som ett resultat av reaktionen som sker i denna. lösning. När en stark syra tillsätts till en ammoniakbuffertblandning kommer H+-joner att binda molekyler eller ammoniumhydroxid, och inte öka koncentrationen av H+-joner och minska lösningens pH:

NH4OH + H + \u003d NH4 + + H2O

När alkali tillsätts kommer OH-joner - att binda NH 4 +-joner, vilket bildar en lätt dissocierad förening, och ökar inte lösningens pH:

NH4 + +OH - \u003d NH4OH

1. Ammoniumbuffertsystemet ingår inte i TOP RT-blodsammansättningen, eftersom intervallet för pH-värden inom vilket det kommer att ha en buffertkapacitet är i den alkaliska regionen (pH större än 8). Normalt plasma-pH är 7,40 ± 0,05, dvs under buffertområdet.

1. 3)Skriva reaktionsschema för interaktion av etanal med metylamin.

Beskriva mekanismen för denna reaktion.

Rättfärdiga rollen som en sur katalysator.

förklara möjligheten av reaktionen av hydrolys av den resulterande iminen i en sur och alkalisk miljö.

2. Mekanismen för denna reaktion är nukleofil addition följt av eliminering av en vattenmolekyl

3. Den sura katalysatorns roll - protonering i steg a)

4. I närvaro av utspädda syror hydrolyseras iminer med vatten för att bilda karbonylföreningar och aminer, denna reaktion är det omvända till iminsyntesreaktionen:

Hydrolys sker inte i närvaro av alkali.

Biljett 4.

Termodynamiskt system (TM) - detta är vilket verkligt objekt som helst isolerat från miljön för att studera processerna för utbyte av materia och energi mellan dess beståndsdelar, såväl som mellan den och miljö med termodynamiska metoder

Klassificering av termodynamiska system

3. öppet utbyta både materia och energi med OS (en organism, ett öppet kärl med kokande vatten)

4. Stängd-byter endast energi med OS i form av värme eller arbete (gas i en sluten ballong)

5. Isolerat- byt inte vare sig innehåll eller energi. Det finns inga absolut isolerade i naturen.

Genom närvaron av ett gränssnitt inuti fordonet

1. Homogen- det finns inget gränssnitt, alla komponenter är i vattenfasen, alla fysikaliska och kemiska egenskaper är desamma i någon del av volymen (blandning av gaser)

2. Heterogen- innehåller gränssnittet, de separerande delarna av systemet (faser) är olika i St. du (blod)

Parametrar-värden som bestämmer fordonets tillstånd

Om möjligt direkt mätning

Grundparametrar - parametrar som kan mätas med lämpliga instrument (m, V, C, densitet, volym)

Tillståndsfunktioner - intern energi E(U), entalpi (H); entropi (S); Gibbs energi (G); fri energi eller Helmholtz energi

Du kan definiera förändringen av värdena för tillståndsfunktionen

∆X(X 2 -X 1), WHERE X-U, H, S, G, H

Termodynamiskt tillstånd-uppsättning värden av ett visst antal fysiska. kvantiteter som kännetecknar systemets alla fysikaliska och kemiska egenskaper

Typer av stater:

Icke-jämvikt - parametrarna ändras spontant (ett glas varmt vatten)

Jämvikt - parametrar förändras inte utan yttre påverkan

Stationär och konstans av parametrar på grund av externa parametrar (inneboende i levande organismer)

Bearbeta- övergången av systemet från ett tillstånd i till ett annat, åtföljd av förändringar i termodynamiska parametrar.

Klassificering-

genom parametrarnas beständighet:

A) isokorisk (v=konst)

B) Isobarisk (tryck - konstant)

C)isotermisk(temperatur=konst)

Med tecknet på den termiska effekten: exoterm och endoterm

Genom energiförbrukning: spontan, icke-spontan

Enligt flödets karaktär:-reversibel - flöde i framåt- och bakåtriktning genom samma steg, utan förändringar i miljön. miljö.

Irreversibel - alla processer kan inte fortsätta i framåt- och bakåtriktningen genom 1 och samma steg.

Mekanism för buffertverkan (i exemplet med ammoniakbuffert)

Vi kommer att överväga buffertsystemets verkningsmekanism med exemplet på ett ammoniakbuffertsystem: NH 4 OH (NH 3 x H 2 O) + NH 4 C1.

Ammoniumhydroxid är en svag elektrolyt; i lösning dissocierar den delvis till joner:

NH4OH<=>NH4 + + OH -

När ammoniumklorid tillsätts till en ammoniumhydroxidlösning dissocierar saltet som en stark elektrolyt nästan fullständigt till NH 4 C1 > NH 4 + + C1 - joner och undertrycker dissociationen av basen, vars jämvikt förskjuts mot den omvända reaktionen . Därför C (NH4OH)? C (bas); och C (NH4+)? C (salt).

Om i en buffertlösning C (NH 4 OH) \u003d C (NH 4 C1), då pH \u003d 14 - pKosn. \u003d 14 + lg 1.8.10-5 \u003d 9.25.

Buffertblandningarnas förmåga att upprätthålla ett praktiskt taget konstant pH-värde för lösningen är baserad på det faktum att komponenterna som ingår i dem binder H+- och OH-jonerna som införs i lösningen eller bildas som ett resultat av reaktionen som äger rum i denna lösning . När en stark syra tillsätts till en ammoniakbuffertblandning kommer H+-joner att bindas av ammoniak- eller ammoniumhydroxidmolekyler, och inte öka koncentrationen av H+-joner och sänka lösningens pH.

När alkali tillsätts kommer OH-joner - att binda NH 4 +-joner, vilket bildar en lågdissocierad förening, och ökar inte lösningens pH.

Buffertverkan upphör så snart en av komponenterna i buffertlösningen (konjugatbasen eller konjugatsyran) är helt förbrukad.

För att kvantifiera förmågan hos en buffertlösning att motstå påverkan av starka syror och baser används en kvantitet som kallas buffertkapacitet. När koncentrationen av buffertlösningen ökar ökar dess förmåga att motstå pH-förändringar när syror eller alkalier tillsätts.

Lösningarnas egenskap att hålla pH-värdet inom vissa gränser vid tillsats av små mängder syra eller alkali kallas buffertverkan. Lösningar som har en buffrande effekt kallas buffertblandningar.

För titreringsfall: oxalsyra och kaliumhydroxid, rita titreringskurva, ange titreringsfall, titreringssteg, ekvivalenspunkt, använda indikatorer

Titreringshopp: pH = 4-10. Det maximala felet i % är mindre än 0,4.

Indikatorer - tymolftalein, fenolftalein.

Återställare vilka element periodiska systemet element kan vara reduktionsmedel och varför?

Ett reduktionsmedel är ett ämne som donerar elektroner under en reaktion, d.v.s. oxiderad.

Reduktionsmedel kan vara neutrala atomer, negativt laddade icke-metalljoner, positivt laddade metalljoner i det lägsta oxidationstillståndet, komplexa joner och molekyler som innehåller atomer i ett mellanliggande oxidationstillstånd.

neutrala atomer. Typiska reduktionsmedel är atomer som har 1 till 3 elektroner i sin yttre energinivå. Till denna grupp av reduktionsmedel hör metaller, dvs. s-, d- och f-element. Reducerande egenskaper uppvisar även icke-metaller, såsom väte och kol. I kemiska reaktioner donerar de elektroner.

Starka reduktionsmedel är atomer med låg joniseringspotential. Dessa inkluderar atomerna av elementen i de två första huvudundergrupperna i det periodiska systemet av element i D.I. Mendeleev (alkali- och jordalkalimetaller), samt Al, Fe, etc.

I huvudundergrupperna av det periodiska systemet ökar den reducerande kraften hos neutrala atomer med ökande atomradie. Så, till exempel, i serien Li - Fr, kommer det svagare reduktionsmedlet att vara Li, och det starkaste - Fr, som i allmänhet är det starkaste reduktionsmedlet av alla element i det periodiska systemet.

Negativt laddade icke-metalljoner. Negativt laddade joner bildas genom tillsats av en eller flera elektroner till en neutral icke-metallatom:

Så, till exempel, neutrala atomer av svavel, jod, med 6 och 7 elektroner på de yttre nivåerna, kan fästa 2 respektive 1 elektroner och förvandlas till negativt laddade joner.

Negativt laddade joner är starka reduktionsmedel, eftersom de under lämpliga förhållanden kan donera inte bara svagt kvarhållna överskottselektroner utan också elektroner från deras yttre nivå. Samtidigt, ju mer aktiv icke-metallen är som oxidationsmedel, desto svagare är dess reducerande förmåga i negativt jontillstånd. Omvänt, ju mindre aktiv en icke-metall är som oxidationsmedel, desto mer aktiv är den i tillståndet av en negativ jon som reduktionsmedel.

Den reducerande förmågan hos negativt laddade joner med samma laddningsvärde ökar med ökande atomradie. Därför har exempelvis jodjonen i gruppen halogener en större reducerande förmåga än brom- och klorjoner och fluor uppvisar inga reducerande egenskaper alls.

Positivt laddade metalljoner i lägsta oxidationstillstånd. Metalljoner i det lägsta oxidationstillståndet bildas av neutrala atomer som ett resultat av att endast en del av elektronerna återgår från det yttre skalet. Så till exempel kan atomerna av tenn, krom, järn, koppar och cerium, som interagerar med andra ämnen, initialt ge det minsta antalet elektroner.

Metalljoner i det lägsta oxidationstillståndet kan uppvisa reducerande egenskaper om de har tillstånd med ett högre oxidationstillstånd.

Ordna koefficienterna i OVR-ekvationen med den elektroniska balansmetoden. Ange oxidationsmedel och reduktionsmedel.

K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O

1 Cr2+6 +3e x 2 Cr2+3 oxidationsmedel

6 Fe +2 - 1e Fe +3 reduktionsmedel

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S + 8H2O

2 Mn +7 + 5е Mn +2 oxidant

5S-2-2eSO-reduktionsmedel