1. Біогенні елементи



Дата конвертації04.10.2020
Розмір9.56 Mb.
1. Електронна структура біогенних елементів. Типові хімічні властивості елементів та їх сполук (реакції без зміни ступеня окиснення, зі зміною ступеня окиснення, комплексоутворення). Зв’язок між місцезнаходженням s-, p-, d-елементів у періодичній системі та їх вмістом в організмі.

1. Біогенні елементи: а) органогени; б) макроелементи; в) мікроелементи.

Біогенні елементи – це хімічні елементи, що беруть участь у біологічних процесах живих організмів.

Біогенними називають хімічні елементи, які постійно входять до складу живих організмів і виконують певні біологічні функції.

Найважвивіші з них – це хімічні елементи, що становлять 97,5 % від загальної маси організму. Це елементи-органогени (Карбон, Гідроген, Оксиген, Нітроген, Фосфор, Сульфур).

За кількісним вмістом в організмі біогенні елементи поділяють на:

- макроелементи (10-2 % і більше): С, Н, О, N, P, S, Na, Ca, K, Cl;

- мікроелементи (10-3 – 10-12 %): Cu, Zn, Mn, Co, Fe, I, Al, Mo;

- ультрамікроелементи (10-12 % і менше): Ra, Hg.

2. Електронна структура біогенних s, р-елементів

s-Елементами називають елементи, в атомах яких останнім заповнюється електронами s-підрівень зовнішнього рівня.

Електронна структура біогенних s-елементів:

+1 H 1s1;

+11 Na 1s22s22p63s1;

+12 Mg 1s22s22p63s2;

+19 K 1s22s22p63s23p64s1;

+20 Ca 1s22s22p63s23p64s2.

р-Елементами називають елементи, в яких заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня.

Електронна структура біогенних p-елементів:

+6 C 1s22s22p2;

+7 N 1s22s22p3;

+8 O 1s22s22p4;

+15 P 1s22s22p63s23p3;

+16 S 1s22s22p63s23p4;

+17 Cl 1s22s22p63s23p5;



3.Типові хімічні властивості s, р-елементів та їх сполук (реакції без зміни ступеня окиснення)

s-Елементи І А групи на зовнішньому енергетичному рівні мають по 1 s-електрону. Атоми легко віддають s-електрон, проявляючи відновні властивості.

s-Елементи ІІ А групи на зовнішньому енергетичному рівні мають по 2 s-електрони, які вони можуть віддавати, утворюючи йони з зарядом +2.

Сполуки s-елементів вступають у реакції без зміни ступеня окиснення.

У р-елементів ІІІ А – VІІІ А груп заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього енергетичного рівня. Атоми цих елементів на зовнішньому рівні мають від трьох до восьми валентних електронів.

Кожна з цих груп починається типовими неметалами, а закінчується металами. Послаблюються окисні властивості, і підсилюються відновні.

У періодах посилюються неметалічні властивості елементів зліва направо.
1. Метали життя

Із усіх d-елементів достатньо повно вивчені кількісний вміст, топографія, форми перебування та специфічна фізіологічна роль восьми хімічних елементів (Fe, Cu, Zn, Mn, Co, Ni, Cr, Mo). Саме ці елементи входять до складу великої кількості металоферментів, яких нині відомо близько 300, металопротеїдів, а також деяких вітамінів. В організмі людини вказані елементи існують, переважно, у вигляді комплексних сполук та гідратованих йонів.

Життєво необхідні d-елементи Zn, Cu, Fe, Mn, Co, Mo називають металами життя.

2. Електронна структура та електронегативність біогенних dелементів:

+24 Cr 1s22s22p63s23p63d54s1;

+25 Mn 1s22s22p63s23p63d54s2;

+26 Fe 1s22s22p63s23p63d64s2;

+27 Co 1s22s22p63s23p63d74s2;

+28 Ni 1s22s22p63s23p63d84s2;

+29 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1;

+30 Zn 1s22s22p63s23p63d104s2;

+42 Mo 1s22s22p63s23p63d104s24p64d54f05s1.

3. Типові хімічні властивості d-елементів та їх сполук:

а) реакції зі зміною ступеня окиснення

Окисно-відновні властивості пов’язані зі здатністю елементів та їх сполук віддавати або приєднувати електрони, тобто змінювати ступінь окиснення.

У вільному стані метали є донорами електронів, тобто віддають свої валентні електрони іншому атому і тому є відновниками.

Перехідні елементи мають незавершену d-орбіталь, тому ступінь окиснення їх у сполуках є змінним. З цим пов’язана багатоманітність окисновідновних реакцій d-елементів.



б) комплексоутворення

Всі d-елементи мають велику здатність до утворення комплексних сполук, оскільки йони перехідних біометалів з вільними s- і р-орбіталями і частково незаповненими d-підрівнями проявляють акцепторні властивості, тобто можуть приймати на ці вакантні АО електронні пари атомів донорів і таким чином утворювати додаткові донорно-акцепторні (координаційні зв’язки). За участю цих зв’язків утворюються комплексні сполуки, в яких йони d-елементів є комплексоутворювачами.


5. Зв’язок між місцезнаходженням s-, p-елементів у періодичній системі та їх вмістом в організмі

О. П. Виноградов відкрив загальний закон розподілу хімічних елементів: кількісний склад хімічних елементів у живій речовині обернено пропорційний їх порядковим номерам у періодичній системі елементів.


2. Розчини комплексних сполук. Сучасні уявлення про будову комплексних сполук. Класифікація комплексних сполук (за природою лігандів та зарядом внутрішньої сфери).

Комплексні сполуки – це сполуки, у вузлах кристалічної решітки яких знаходяться складні частинки, що містять центральний атом (йон) і оточуючі його молекули (йони).

У 1893 р. швейцарський хімік Альфред Вернер розробив теорію, що пояснює будову комплексних сполук.

У комплексній сполуці є центральний атом (йон), його називають комплексоутворювачем.

Навколо центрального атома (йона) розміщені (координовані) йони, атоми чи молекули, які називають лігандами (адендами).

Комплексоутворювач зв’язаний з лігандами донорно-акцепторними зв’язками. При цьому центральний атом – акцептор електронної пари, ліганди – донори електронної пари. Комплексоутворювач і ліганди утворюють внутрішню сферу комплексу, яку у формулах комплексних сполук записують у квадратних дужках.

Кількість лігандів, що координуються навколо комплексоутворювача, визначає координаційне число, яке найчастіше набуває значень 2, 4, 6, 8.



2. Класифікація комплексних сполук за зарядом внутрішньої сфери та за природою лігандів

Класифікація комплексних сполук за природою лігандів:

1. Комплексні сполуки, лігандами яких є молекули (води, аміаку, карбон(ІІ) оксиду):

а) аквакомплекси:

[Fe(H2O)6]Cl3 – гексаакваферум(ІІІ) хлорид. Ліганди – молекули води.

б) аміакати:

[Cu(NH3)4]SO4 – тетраамінкупрум(ІІ) сульфат. Ліганди – молекули аміаку.

в) карбоніли:

Fe(CO)5 – пентакарбоніл феруму.

2. Сполуки, лігандами яких є гідроксид-йони, – гідроксокомплекси:

Na3[Al(OH)6] – натрій гексагідроксоалюмінат(ІІІ).



3. Сполуки, лігандами яких є кислотні залишки (ціанідні та ін.), – ацидокомплекси:

K3[Fe(CN)6] – калій гексаціаноферат(ІІІ).



4. Сполуки, що містять ліганди різних класів, – змішані комплекси:

K[Al(OH)4(H2O)2) – калій диакватетрагідроксоалюмінат(ІІІ).



Класифікація комплексних сполук за зарядом внутрішньої сфери:

1. Сполуки з комплексним катіоном:

[Cu(NH3)4]2+ SO42- – тетраамінкупрум(ІІ) сульфат;

2. Сполуки з комплексним аніоном:

K3+[Fe(CN)6]3- – калій гексаціаноферат(ІІІ);

3. Нейтральні комплекси:

Fe(CO)5 – пентакарбоніл феруму

Комплексні сполуки – це сполуки, у вузлах кристалічної решітки яких знаходяться складні частинки, що містять центральний атом(йон) і оточуючі його молекули(йони).

Комплексні сполуки мало дисоціюють у розчині. Комплексні сполуки можуть містити комплексний малодисоціюючий аніон ([Fe (CN) 6] 3 –), комплексний катіон ([Ag (NH 3) 2] +) або взагалі не дисоціювати на іони (з'єднання типу неелектролітів, наприклад карбоніту металів).

1893 р. швейцарський хімік А. Вернер розробив теорію, що пояснює будову комплексних сполук. У відповідності до теорії у комплексних сполуках є центральний атом (йон) – його називають комплексоутворювачем, навколо нього розміщені (координовані) йони (атоми чи молекули), які називають лігандами (адендами). Комплексоутворювач зв’язаний з лігандами донорно-акцепторним зв’язком і утворює внутрішню сферу комплексу, центральний атом-акцептор електронної пари, ліганди-донори. Внутрішню сферу у формулі записують у [… ], вона може бути нейтральною, або мати +/– заряд. K4[Fe(CN)6] (калій гексаціаноферат(ІІ)): K4-зовнішня сфера, Fe-центральний йон, (CN)-ліганди, 6 – координаційне число, [Fe(CN)6]-внутрішня сфера.

Класифікація комплексних сполук за природою лігандів:

а) аквакомплекси [Fe(H2O)6]Cl3 –гексаакваферум(ІІІ) хлорид; ліганди-мол. H2O

б) аміакати [Cu(NH3)4]SO4 – тетраамінкупрум(ІІ) сульфат; ліганди-мол. NH3

в) карбоніли Fe(CO)5 – пентакарбоніл феруму; ліганди-мол. СО



К.С. лігандами яких є гідрооксид–йони (гідроксокомплекси) Na[Al(OH)6] – натрій гексагідроксоамоніат (ІІІ)

К.С. лігандами яких є кислотний залишок(ацидокомплекси) K3[Fe(CN)6] – калій гексаціаноферат (ІІІ)):

К.С. які містять ліганди різних класів (змішані комплекси) K[Al(OH)4(H2O)2] – калій диакватетрагідроксоалюмінат (ІІІ).

Класифікація К.С. за зарядом внутрішньої сфери:

Сполуки з комплексним катіоном  – тетраамінокупрум (ІІ) сульфат (внутр. сфера комплексний катіон)

Сполуки з комплексним аніоном  – калій гексаціаноферат (ІІІ) (внутр. сфера комплексний аніон)

Нейтральні комплекси Fe(CO)5 – пентакарбоніл феруму.


3. Внутрішньокомплексні сполуки. Поліядерні комплекси. Комплексні сполуки в біологічних системах. 1. Розчини в життєдіяльності. Ентальпійний та ентропійний фактори розчинення та їх зв’язок з механізмом розчинення.

Важливою характеристикою лігандів є їх дентатність – число місць, що займає ліганд у внутрішній сфері.

Якщо з комплексоутворювачем координуються бідентатні ліганди, то внаслідок цього утворюються циклічні комплекси. У таких комплексах ліганд разом з комплексоутворювачем утворює замкнений цикл за рахунок зв’язків, позначених стрілками:

Комплекси такого типу називають внутрішньокомплексними сполуками або хелатами (від грец. «хела» – клешня).

Структура цих сполук нагадує клешні рака, якими молекули органічних лігандів ніби захоплюють йони металів. Хелатні комплекси утворюються при взаємодії йонів металів з амінокарбоновими кислотами та їх похідними; внутрішньокомплексні сполуки використовуються для комплексонометричних методів та для хелатотерапії.
За кількістю ядер комплекси бувають:


  • моноядерні комплекси, в яких міститься тільки один комплексоутворювач;

  • поліядерні комплекси, в яких є два чи більше комплексоутворювачів.

Поліядерні комплекси у свою чергу поділяються на такі групи:

  • кластери, в яких центральні атоми-ядра сполучені між собою безпосередньо;

  • місткові комплекси, в яких ядра сполучаються через місткові групи – частинки з неподіленими електронними парами: F,Cl,O2−,S2−,SO2−4,NH2 та інші. Поліядерні комплекси, в яких містки утворені гідроксильними групами, називаються олові комплекси;

  • ізокислоти і гетерокислоти – поліядерні комплекси, що можуть містити декілька місткових груп.


1. Розчини в життєдіяльності

Розчини – це найпоширеніші системи в живій природі. Вони відіграють важливу роль у життєдіяльності організмів. Вода як універсальний розчинник твердих, рідких і газоподібних речовин є тим середовищем, у якому відбувається більшість хімічних реакцій, у тому числі, й різноманітні фізіологічні та біохімічні процеси в живих організмах (перетравлювання їжі, всмоктування в кров поживних речовин та виведення із організму шкідливих продуктів обміну тощо). Основні біологічні рідини, такі як плазма крові, лімфа, сеча, спинномозкова рідина, містять у розчиненому стані різні неорганічні та органічні речовини. Зокрема, плазма крові складається з води (90 – 92 %) і сухої речовини (8 – 10 %).

2. Ентальпійний та ентропійний фактори розчинення та їх зв'язок з механізмом розчинення

Утворення розчинів є самочинним процесом, який відбувається зі збільшенням невпорядкованості частинок, безладдя у системі і характеризується зростанням ентропії (ΔS > 0) і зменшенням вільної енергії Гіббса (ΔG < 0). З хімічної термодинаміки відомо, що ΔG = ΔH – TΔS.

З рівняння видно, що якщо ΔH < 0, а ΔS > 0, то ΔG < 0 і процес відбувається самочинно за будь якої температури.

ΔH – ентальпійний фактор.

ΔS – ентропійний фактор.
4. Розчинність газів у рідинах та її залежність від різних факторів. Закон Генрі-Дальтона. Вплив електролітів на розчинність газів (закон Сєченова). Розчинність газів у крові.
Розчинність газів у рідинах та її залежність від різних факторів.

Неполярні гази важко розчиняються у полярному розчиннику, зокрема у воді, і краще розчиняються у неполярних органічних розчинниках.

Доведено, що розчинність газів залежить від температури, тиску, наявності електролітів. З підвищенням температури розчинність газів зменшується.

Закони Генрі та Дальтона

За законом Генрі розчинність газу у рідині прямо пропорційна його тиску над рідиною:

m = kp,

де m – маса розчиненого газу;



p – тиск газу над рідиною;

k – коефіцієнт пропорційності, який залежить від природи газу.



Перший закон Дальтона: загальний тиск суміші газів, які між собою не взаємодіють дорівнює сумі парціальних тисків усіх її компонентів:

рзаг = р12+…рі.



Другий закон Дальтона: розчинність кожного із компонентів газової суміші у даній рідині за постійної температури прямо пропорційна його парціальному тиску над рідиною і не залежить від загального тиску суміші та вмісту інших компонентів:

mі = kі pі,

де mі – маса кожного розчиненого компонента газової суміші;

pі – парціальний тиск кожного компонента газової суміші.


Вплив електролітів на розчинність газів (закон Сеченова).

Розчинність газів у розчинах електролітів менша, ніж у чистому розчиннику (закон Сеченова). Цю залежність математично виражають рівнянням: S = S0e-kc,

де S – розчинність газу в розчині електроліту з концентрацією С (моль/л);

S0 – розчинність газу у воді;

k – константа, яка залежить від температури і природи компонентів розчину;

e – основа натуральних логарифмів.



Розчинність газів у крові.

Зі збільшенням кількості кисню в крові полегшується віддача кров’ю вуглекислого газу, і, навпаки, при збільшенні тиску вуглекислого газу розчинність кисню в крові зростає.


5. Розчинність твердих речовин та рідин. Розподіл речовин між двома рідинами, що не змішуються. Закон розподілу Нернста, його значення в явищі проникності біологічних мембран.
Закон розподілу. Екстрагування. Якщо у систему із двох взаємно незмішуваних рідин внести речовину, яка розчиняється в обох рідинах (розчинність у яких різна), то з часом ця речовина розподілиться між двома розчинниками так, що співвідношення її рівноважних концентрацій в обох фазах С1 і С2 буде величиною сталою. Це положення було сформульоване Нернстом і відоме як закон розподілу Нернста.

Закон розподілу Нернста: при постійній температурі співвідношення концентрації речовини, яка розподілилася між двома рідинами, що не змішуються є постійною величиною:

kрозп = С1 / С2 ,

де kрозпкоефіцієнт розподілу;

С1 – концентрація розчиненої речовини у першому розчиннику;

С2 – концентрація розчиненої речовини у другому розчиннику.

На основі закону розподілу можна пояснити проникнення речовин крізь клітинні мембрани. Так, водонерозчинні неполярні речовини (жирні кислоти, жири, холестерин тощо) проникають у клітину шляхом розчинення у ліпідному шарі мембрани. Вони важко розчиняються у водному середовищі і їх нагромадження у ліпідному шарі мембран підлягає закону розподілу.



Розчини рідин у рідинах.

Усі рідини, залежно від взаємної розчинності, поділяють на:

а) практично нерозчинні (ртуть-вода; бензин-вода; олія-вода);

б) обмежено розчинні (анілін-вода; бензен-вода; ефір-вода);

в) необмежено розчинні (етанол-вода; ацетон-вода; толуен-бензен).

Рідини, що не змішуються між собою. утворюють емульсії.

Розчинність обмежено розчинних рідин залежить від температури та тиску.

Розчинність твердих речовин у рідинах.

Розчинність твердих речовин у рідинах залежить від багатьох чинників: природи розчиненої речовини і розчинника, температури.

1) Вплив природи розчиненої речовини. Усі речовини залежно від коефіцієнта розчинності поділяють на три групи: добре розчинні, малорозчинні та практично нерозчинні.

2) Вплив природи розчинника. «подібне розчиняється у подібно». В розчиннику з неполярними або малоаполярними молекулами (наприклад, бензен, етер, ацетон, хлороформ тощо) легко розчиняються речовини з неполярними або малополярними зв’язками, наприклад, ліпіди, нафтален, і практично не розчиняються сполуки з йонним типом зв’язку. Навпаки, у полярних розчинниках (наприклад, вода, метанол) легко розчиняються сполуки з ковалентним полярним (амоніак, хлороводень тощо) або йонним зв’язком (наприклад, натрій хлорид, калій сульфід). Із зменшенням полярності розчинника розчинність неполярних молекул зростає.

3) Вплив температури. Зміна температури по-різному впливає на розчинність твердих речовин. Залежність розчинності твердих речовин від температури виражають кривими розчинності. Для переважної більшості речовин з підвищенням температури розчинність зростає.

Розчинність рідин у рідинах

Залежно від взаємної розчинності рідини поділяють на: а) практично нерозчинні (бензин-вода); б) обмежено розчинні (ефір-вода) (розчинність залежить від температури та тиску); в) необмежено розчинні (етанол-вода)

Під час розчинення однієї рідкої речовини в іншій мають місце такі особливості:

1. Більшість неполярних рідин органічної природи необмежено змішується одна з одною, але вони практично не розчиняються в полярних розчинниках (подібне розчиняється в подібному).

2. При змішуванні двох рідин об’єм змінюється дуже мало (на 1-4%), тому тиск не впливає на цей процес.

3. Змішування двох рідин найчастіше супроводжується ендотермічним ефектом, тому з підвищенням температури взаємна розчинність збільшується.

4. Якщо у двофазну систему, що складається з рідин, які не розчиняються одна в одній, внести будь-яку третю речовину, що в них розчиняється, то вона розподіляється в обох фазах відповідно до її розчинності в кожній з них. Відношення концентрації цієї речовини в розчинниках А і В називається коефіцієнтом розподілу: К = СА/СВ (закон розподілу Нернста).

5. Розчинність багатьох рідин одна в одній значно зменшується в присутності солей і деяких інших речовин (ефект висолювання).



Розчинність твердих речовин у рідинах

Під час розчинення твердої речовини в рідині мають місце такі особливості:

1. Розчинність твердих речовин у рідині визначається природою розчинника і речовини, що розчиняється. Полярні розчинники добре розчиняють тверді полярні речовини і погано – неполярні.

2. Розчинення більшості твердих тіл супроводжується охолодженням системи, тому з підвищенням температури збільшується.


6. Рівновага в розчинах електролітів.

Завдяки наявності іонів рівновага у розчинах електролітів суттєво відрізняється від рівноваги оборотних реакцій у розчинах неелектролітів. Взаємодія іонів між собою і з недисоційованими молекулами, а також з полярним розчинником може приводити до змінення ступеня дисоціації та розчинності речовини.

Обов’язковою умовою перебігу реакцій між електролітами є видалення із розчину тих чи інших іонів, тобто реакції у розчинах електролітів завжди напрямлені у бік утворення найменш дисоційованих або найменш розчинних речовин.

Електроліти ̶ це речовини, які проводять електричний струм як у розплавленому стані, так і в розчинах.

Сильними є електроліти, ступінь дисоціації яких близький до 1 або 100 % ( > 30 %): (HCl, H2SO4, NaOH та ін.);

Слабкими є електроліти, ступінь дисоціації яких < 3 % (H2S, HCN та ін.).

Реакція нейтралізації ̶ це реакція взаємодії між кислотою й основою з утворенням солі і води.

Гідролізом називають реакцію обміну йонів солі з водою, що призводить до утворення слабких електролітів.

До електролітів належать деякі основи та солі, наприклад, KCl, NaCl, LiF, CaCl2, KOH, NaOH а також аміак, органічні кислоти.

У плазмі крові вміст катіонів, в основному мaкроелементів – Na+, K+,Ca2+, Mg2+ становить 154 ммоль/л. На неорганічні аніони: Cl-, HCO3-, H2PO4-,HPO42- та SO42- припадає 133 ммоль/л, а решта 21 ммоль/л – це аніони органічних кислот та макроіони білків.

Електролітична дисоціація – це розщеплення сполуки на йони внаслідок її взаємодії з розчинником.

Ступінь дисоціації електроліту ̶ це відношення числа молекул, що продисоціювали, до загального числа молекул електроліту

Сильні електроліти електроліти (HCl, H2SO4, NaOH та ін.) –   0,3(30 %); слабкі електроліти (H2S, HCN та ін.) –   0,03(3%).

Закон розбавляння Оствальда формулюється так:

Ступінь дисоціації слабкого бінарного електроліту зростає при розбавлянні розчину, оскільки це сприяє дисоціації електролітів.

Сильні електроліти. Для характеристики розчинів сильних електролітів замість концентрації йонів користуються їх активністю.

Активність йонів – це їх ефективна або умовна концентрація, яка виявляє себе за конкретних фізико-хімічних умов.
Дисоціація слабких електролітів процес оборотний (на відміну від дисоціації сильних електролітів), тому для неї справедливі загальні закони рівноваги (принципи Ле-Шателье).
7. Дисоціація води. Іонний добуток води. pH біологічних рідин.
1. Дисоціація води. Йонний добуток води

Спрощене рівняння дисоціації води: Н2О ⇄ Н+ + ОН-.

Добуток концентрацій йонів H+ і ОН – є величиною постійною і називається йонним добутком води К(Н2О):

К (Н2О) = [ H+ ] · [ ОН- ] = 10-14 моль22 (t = 25̊ С).


2. Водневий показник рН. Значення рН для різних рідин людського організму в нормі та при патології

Водневий показник рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації йонів Гідрогену:

рН = ̶ lg [ H + ].

У нормі рН сироватки крові становить 7,36 ± 0,04.

Зміна рН крові порушує структуру й функції ферментів і гормонів, що порушує регуляцію обміну речовин, викликає накопичення недоокислених токсичних продуктів, отруєння і може призвести до смерті.

У нормі рН слини становить 5,6 ̶ 7,9. Зміщення рН слини в кислу сторону призводить до розвитку карієсу, а зміщення рН слини в лужну сторону призводить до утворення каменів.

При виразках шлунка рН шлункового соку зміщується в кислу сторону.
8. Типи протолітичних реакцій. Реакції нейтралізації, гідролізу та іонізації.

1. Реакція нейтралізації: HCl + NaOH ⇄ NaCl + H2О.

2. Рекція гідролізу солі – це реакція взаємодії солі з водою.

3. Реакція іонізації: СН3СООН + Н2О ⇄ СН3СОО-+ Н3О+.


9. Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу.
Більшість солей у водних розчинах не тільки піддається процесу гідратації, внаслідок якої катіони і аніони оточуються диполями води, але й процесу гідролізу – взаємодії з водою.

Гідроліз солей – це взаємодія їх складових частин з водою, яка приводить до утворення слабкого електроліту: слабкої кислоти чи слабкої основи, кислої чи основної солі.

Гідроліз являє собою реакцію обмінного розкладу солі водою, тобто процес, який є зворотним відносно реакції нейтралізації. Гідроліз – рівноважна реакція, тому можна зміщувати рівновагу у бажаний бік, створивши такі умови, за яких сіль або піддається повному гідролізу, або, навпаки, зовсім не буде гідролізуватися.

Якщо розглядати солі як продукти взаємодії кислот з основами, то в залежності від сили кислот і основ розрізняють чотири типи солей:


  • солі, що утворені сильною кислотою і сильною основою;

  • солі, що утворені слабкою кислотою і сильною основою;

  • солі, що утворені сильною кислотою і слабкою основою;

  • солі, що утворені слабкою кислотою і слабкою основою.

Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури

Ступінь гідролізу зростає зі зменшеням концентрації солі в розчині.

З підвищенням температури ступінь гідролізу зростає.

Константа гідролізу


10. Основи титриметричного аналізу. Метод кислотно-основного титрування. Кислотноосновні індикатори.
Титриметричним називають метод аналізу, в якому кількісний вміст речовини визначають за об’ємом реактиву точної концентрації, який витрачений для реакції з певним об’ємом розчину досліджуваної речовини.

Класифікація методів титрування за типом реакції (найпоширеніша класифікація):

1. Кислотно-основне титрування (метод нейтралізації).

2. Окисно-відновне титрування (метод оксидиметрії).

3. Комплексонометрія.

4. Метод осадження.



Метод кислотно-основного титрування

Застосування методу в медичній практиці В основі методу лежить реакція нейтралізації, тобто кислотно-основна взаємодія між аналітом і титрантом.

Метод нейтралізації застосовується для визначення кислотності шлункового соку, сечі, інших біологічних рідин, вмісту хлоридів у сироватці крові. У санітарно-гігієнічному аналізі метод нейтралізації застосовується для дослідження питної води, визначення кислотності харчових продуктів.

Кислотно-основні індикатори

Індикатори ̶ це барвники зі слабкими кислотними або основними властивостями, які змінюють своє забарвлення залежно від рН середовища.

До індикаторів належать фенолфталеїн, лакмус, метиловий оранжевий, метиловий червоний.
11. Буферні системи та їх класифікація, рН буферних розчинів.

Буферні системи – це розчини, які здатні зберігати постійну концентрацію йонів Гідрогену, тобто значення рH середовища, при добавлянні до них невеликої кількості сильної кислоти чи лугу або при розбавлянні їх.

Буферні системи бувають кислотні, основні та амфолітні.

Кислотні складаються зі слабкої кислоти і її солі із сильною основою.

Основні — зі слабкої основи і її солі із сильною кислотою. Наприклад, ацетатний буферний розчин містить слабку оцтову кислоту й ацетат натрію; аміачний буферний розчин — слабку основу гідроксид амонію й хлорид амонію.

Амфолітні – розчини амінокислот або білків.
Основні типи буферних систем

- Буферна система, що містить:

слабку кислоту + сіль цієї кислоти, утворену сильною основою.

Наприклад, ацетатна буферна система:

CH3COOH + CH3COONa;

гідрогенкарбонатна буферна система:

H2CO3 + NaHCO3.

- Буферна система, що містить:

слабку основу + сіль цієї основи, утворену сильною кислотою.

Наприклад, амонійна буферна система:

NH4OH + NH4Cl.

- Буферна система, що містить:

солі багатоосновних кислот.

Наприклад, фосфатна буферна система:

NaH2PO4 + Na2HPO4.
рН буферних розчинів (рівняння Гендерсона – Гассельбаха)

12. Механізм дії буферних систем.
Механізм дії ацетатної буферної системи CH3COOH + CH3COONa:

HCl + CH3COONa ⇄ CH3COOH + NaCl;

NaOH + CH3COOH ⇄ CH3COONa + H2O.

Механізм дії амонійної буферної системи NH4OH + NH4Cl:

HCl + NH4OH ⇄ NH4Cl + H2O;

NaOH + NH4Cl ⇄ NH4OH + NaCl.


13. Буферна ємність та фактори, від яких вона залежить. Буферні системи крові.

Буферні системи крові

Поняття про кислотно-основний стан (КОС) крові

У нормі рН сироватки крові становить 7,36 ± 0,04.



Ацидоз – зміщення кислотно-основного стану крові в напрямку підвищення концентрації йонів Гідрогену.

Алкалоз – зміщення кислотно-основного стану крові в напрямку зниження концентрації йонів Гідрогену.

Буферна ємність та фактори, від яких вона залежить

Буферна ємність – це кількість моль-еквівалентів сильної кислоти чи сильної основи, яку необхідно додати до 1 л буферного розчину, щоб змінити його рН на одиницю.

Буферна ємність залежить від концентрації компонентів буферної суміші та їх співвідношення.
14. Колігативні властивості розбавлених розчинів: відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином; Закон Рауля; зниження температури замерзання; підвищення температури кипіння. Кріометрія та ебуліометрія.
Колігативні властивості розведених розчинів – це такі властивості, які залежать тільки від числа частинок у розчині, а не від їх природи, розмірів, форми, маси. До колігативних властивостей розведених розчинів неелектролітів належать такі:

а) зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином, порівняно з тиском насичної пари над чистим розчинником;

б) підвищення температури кипіння розчину, порівняно з розчинником;

в) зниження температури замерзання розчину, порівняно з розчинником;

г) осмос, осмотичний тиск;

д) дифузія.



а) відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином. Закон Рауля

Одна з головних властивостей – це перша властивість: а) зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином, порівняно з тиском насичної пари над чистим розчинником.

Тиск насиченої пари – це тиск тієї частини пари, яка перебуває у рівновазі з рідиною за даної температури.

Закон Рауля:

Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином пропорційне мольній частці розчиненої речовини:

де ∆р – зниження тиску насиченої пари над розчином;

р0 – тиск насиченої пари над розчинником;

χ – мольна частка розчиненої речовини.

б) підвищення температури кипіння та зниження температури замерзання розчину, в порівнянні з розчинником. Ебуліометрія та кріометрія

- Підвищення температури кипіння розчину, в порівнянні з чистим розчинником

Температура кипіння рідини – це температура, за якої тиск насиченої пари розчинника над рідиною дорівнює атмосферному тиску (101,3 кПа).

Різниця між температурою кипіння розчину і температурою кипіння розчинника (води) називається підвищенням температури кипіння розчину (∆Тк):

∆Тк = Тк р-ну – Тк води.

Другий закон Рауля:

Підвищення температури кипіння розчину прямо пропорційне моляльній концентрації розчиненої речовини: ∆Тк = Ке∙* Сm .



Ебуліометрія – це метод дослідження, що ґрунтується на вимірюванні підвищення температури кипіння розчину, порівняно з температурою кипіння чистого розчинника.

- Зниження температури замерзання розчину, в порівнянні з чистим розчинником

Температура замерзання рідини – це така температура, за якої тиск насиченої пари над рідиною дорівнює тиску пари над твердою фазою.

Різниця між температурою замерзання розчинника (води) і розчину називається зниженням температури замерзання розчину (∆Тк):

∆Тз = Тз води – Тз р-ну.

Другий закон Рауля:

Зниження температури замерзання розчину прямо пропорційне моляльній концентрації розчиненої речовини: ∆Тк = Ке∙* Сm .



Кріометрія – це метод дослідження, що ґрунтується на вимірюванні зниження температури замерзання розчину, порівняно з температурою замерзання чистого розчинника
15. Колігативна властивість розбавлених розчинів – осмос. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа. Плазмоліз та гемоліз.

Осмос – це одностороння дифузія молекул розчинника крізь напівпроникну мембрану із розчину з меншою концентрацією у розчин з більшою концентрацією.

Осмос можна спостерігати в приладі, який називають осмометром.

Надлишковий гідростатичний тиск у посудині з розчином, при якому встановлюється осмотична рівновага, називають осмотичним тиском.

Закон Вант-Гоффа:

Осмотичний тиск розчину прямо пропорційний його молярній концентрації та абсолютній температурі.

Математичний вираз закону:

π = СRT,


де π – осмотичний тиск розчину;

С – молярна концентрація розчину;

R – універсальна газова стала (8,31 Дж/моль∙К);

Т – абсолютна температура.

Явище руйнування оболонок еритроцитів при введенні в плазму крові розчинів з меншим осмотичним тиском, що супроводжується виходом гемоглобіну в плазму, називається гемолізом.

Якщо клітину помістити в розчин з більшим осмотичним тиском, ніж всередині клітини, то в концентрованому розчині солі, навпаки, відбуватиметься зменшення клітини в об’ємі, зморщування клітини – плазмоліз.


16. Колігативні властивості розбавлених розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини в медичній практиці. Роль осмосу в біологічних системах.

Колігативні властивості розбавлених розчинів електролітів Вант-Гофф визначав експериментально. Він виявив, що всі виміряні ним величини значно більші, ніж обчислені за відповідними рівняннями. Для того, щоб відповідні рівняння залишались придатними для обчислення Вант-Гофф увів в них коефіцієнт іізотонічний коефіцієнт.

Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа дозволяє врахувати вплив на колігативні властивості розчинів збільшення кількості частинок у розчинах електролітів, що відбувається внаслідок їх дисоціації.

Числове значення ізотонічного коефіцієнту залежить від природи електроліту та його концентрації в розчині.

Коефіцієнт і залежить від ступеня дисоціації електроліту α та числа йонів n, на які дисоціює електроліт:

і = 1 + α(n – 1).

Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними.

Гіпертонічний розчин має більший осмотичний тиск, ніж інший розчин.

Гіпотонічний розчин має менший осмотичний тиск, ніж інший розчин.

У медичній практиці ізотонічними є розчини, осмотичний тиск яких дорівнює осмотичному тиску плазми крові, тобто 7,7 – 8,2 атм. Це розчин з масовою часткою натрій хлориду 0,9 % або глюкози 4,5 – 5 %.



Роль осмосу в біологічних системах. Осмотичний тиск плазми крові. Онкотичний тиск

Всі біологічні рідини – це водні розчини неорганічних та органічних речовин. Вони мають певний осмотичний тиск, який підтримується на сталому рівні. Осмотичний тиск плазми крові людини 770 – 821 кПа (7,7 – 8,2 атм). Близько 60 % осмотичного тиску крові створюють йони Na+ і Сl, а меншу частину зумовлюють білки.



Тиск, що створюється високомолекулярними сполуками, називають онкотичним тиском. Він становить 0,5 % від загального осмотичного тиску (3,04 – 4,05 кПа або 0,03 – 0,04 атм) і зумовлений альбумінами.

Поділіться з Вашими друзьями:


База даних захищена авторським правом ©res.in.ua 2019
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка