1 Процессы жизнедеят-ти обусловлены накоплением солн энергии в белках, жирах, углеводах с дальнейш их превращен-м в орг-ме с выделен-м энергии! Система


Осмос-односторон движение молекул раств-ля ч/з полупрониц-ую мембрану из раств-ля в раствор или из рас-ра с меньш концент-ей в рас-р с большей конц-й!



страница2/3
Дата01.08.2016
Размер0.64 Mb.
1   2   3

Осмос-односторон движение молекул раств-ля ч/з полупрониц-ую мембрану из раств-ля в раствор или из рас-ра с меньш концент-ей в рас-р с большей конц-й! Этот процесс самопоизвольный, необх условие-наличие рас-ля и раст-ра или 2 растворов с разл конц-ей!. Осм давление-мин давл-е, кот надо приложить к рас-ру, чтоб прекратился осмос-ЗАКОН ВАНН-ГОФФА.П=Росм=СмRT, R=8, 31(газовая пост-ая), T-t в кельвинах, См=кол-во вещ-ва /объем р-ра в литрах. Раст-ры с одинак осм давлен-м наз-ся ГУБТОНИЧЕСКИМИ!ГИПЕРТОНИЧЕСКИЙ-р-р с больш.осм давлением из 2-х р-ров(10% натрий хлор), ГИПОТОНИЧЕСКИЙ-с меньш осм давлением(0, 1%). Измеряют ОСМ давление с пом осмометров.Кол-во осмотически актив частиц выраж-ся ч/з ОСМОМОЛЯЛЬНОСТЬ! Осмос важен в хим и биол системах т.к. благодаря О регулируется поступление воды в клетки, обеспеч-ся эластич-ть тканей и форма органов!осм давл-е разн биол жидк-ей неодинаково:кровь-780 кПА=7, 7 атм, слюны-1-4 атм!Лизис-разруш-е клеток в ГИПОТАНИЧ р-ре (клетки лопаются), Гемолиз-разруш-е эритр-ов там же, ПЛАЗМОЛИЗ-смощивание, высуш-е клеток в гиперт.р-ре!

17

Электролиты, кот практически полностью ионизируются наз-ся Сильными. Элект-ты, кот не полностью иониз-ся-Слабыми! В рас-ре слаб элект-тов сущ-ют неионизироанные молекулы, поэтому ИЗОТОНИЧЕСКИЙ кофц-ент рас-ров слаб электр-ов не равн целому числу! Для количеств хар-ки полноты диссоциации есть понятие СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ(ИОНИЗАЦИИ)-отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул, введенных в рас-р!aи=Nи/Nр, где Nи –число молекул электро-та, распавш-ся на ионы,Nр –число молекул, введенных в рас-р! По Степени Д элетро-ты дел-ся на СИЛЬН(аи>30%) и СЛАБ (аи<3%), в промежутке-средние! Константа Д:чем больше К дисс-ии-Кд, тем сильнее диссоц-ет электролит! Кд зависит от 1) природы раство-ля, 2)электр-та, 3) темпер-ры..НЕ ЗАВИСИТ от концентрации рас-ра!(формула получ-ся с применен-м закона действующих масс)-Кд=аи(2)*с(Х)/1-аи-это закон разведения Оствальда:степень диссоциации слабого Э-та возрастает с разбавлением рас-ра.Сильн Э-ты не подчин-ся этому правилу, для них Кд-не постоян величина, зависит от конценр-ии рас-ра.



18

I-ионная сила раст-ра-колич хар-ка межионных взаимод-ий, величина, измеряемая полусуммой произведений концентраций всех ионов в раств-ре на квадрат их заряда!:I=0,5*сумма*bi*zi(2), где bi-моляльность иона, zi-заряд иона!Дебай-Хюккель: в разбавл раст-рах сильн электролитаов с одинак ионной солой кофиц-ты актив-ти ктионов и анионов одинак зарядности равны независимо от их хим природы!. Кажущая степень диссоциац-и а<1 Активность(а)-эффективная концентрация, в соотв с кот-ой вещ-во участвует в процессах, а=f*c или гамма*с, где гамма или f-кофффиц актив-ти!Коф актив-ти не зависти от хим природы иона.Коэф акт выражает отклонение р-ра с конц С(Х от поведения р-ра при бесконечном разведении).эксперимент значения КА можно опр криометрич,осмометрич,электрохимич методами!ИОННЫЙ ГОМЕОСТАЗ=постоян-во концентрации ионов в тканях.

19

Реак-и Осажд и Раств- это обмен реакц-и протек-ие в рас-ре электролитов! Реак Осажд-идут с выпадением осадка, напр: BaCl2(p)+Na2SO4(p)BaSO4(т)+2NaCl(p), dG=-60 кДж/моль(равновес смещено вправо и реак-я идет до конца)- исполз в количеств анализе фарм препаратов! Реак-и, сопров-иеся растворен-м осадка наз-ся реак Раствор-я!, напр: Mg(OH)2(т)+2HNO3(p)Mg(NO3)2(p)+2H2O(ж), dG=-96 кДж/моль! Конст Растворим-ти определ-ся стехиометрич произвед-ем концентраций ионов: Кпр=[Kt(m+)](n)*[An(n-)](m)!она харак-т раствор-ть электрол-ов при пост темпер и отсутств постор вещ-в! На основе Кпр можно прогнозир-ть образов и растворен осадков: 1) электролит выпад в осад-к, когда стехиометр произвед-е его ионов в рас-ре больше константы растворим-ти: c(Kt(m+) в степен n*c(Аn(n-) в степен m > Kпр(KtnAnm). 2) осадок электрол-та раствор-ся, когда стехиометр произв-е концентрац ионов в рас-ре стало меньше константы раствор-ти: c(Kt(m+) в степен n*c(Аn(n-) в степен m < Kпр(KtnAnm). Изоморфизм- способ-ть сходных вещ-в образовывать смешан кристаллы(ТВ рас-ры). Открыт ФЕРСМАНОМ, закон: атомы могут замещать др др-га в кристаллах, если они имеют одинак радиус или тип кристалл решетки!



20

1) Согласно Теории АРРЕНИУСА: Кислота-это электорлит, диссоциирующ в рас-ре с образован-м водород-ионов Н(+); Основание- электорлит, диссоциирующ в рас-ре с образован-м гидроксид-ионов ОН(-); Амфолит- электорлит, диссоциирующ в рас-ре с образован-м водород-ионов Н(+) и гидроксид-ионов ОН(-) (к ним относят аминокисл,белки, нуклеин кислоты, гидроксиды Zn, Al). Свой-ва кислот обусловоены наличием в их рас-рах воород ионов, а св-ва оснований-из-за гидроксид ионов. Но такой подход правилен только для водных рас-ров! 2) ПРОТОННАЯ ТЕОРИЯ(БРЕНСТЕД И ЛОУРИ), согласно ей, Кисл –всяк вещ-во, молекул частицы кот-го (в том числе ионы), способны отдавать протон(быть донором протонов); Основ-всяк вещ-во, молекул частицы кот-го ( в том числе и ионы) могут присоед-ть протоны, т.е быть их акцептором! Такие определен-я включают в число не только молекулы, но и ионы! Тогда кисл-ты и основ-я дел-ся на 3 типа: а) нейтральн: кисл- H2SO4 обр стр H(+)+HSO4(-); осн- NH3+H(+)обр стр NH4(+), б) катионные(положит ионы), напр: кисл- NH4(+) обр стр NH3+H(+), осн- H2N-NH3(+) в) анионные (отриц ионы), напр: кисл- HSO4(-)обр стр H(+)+SO4(2-); осн- CH3COO(-)+H(+)обр стр CH3COOH! Эта теория не пимменима к вещ-вам с функцией кислоты,но не содержащие Н, напр галогенид аллюм! Поэтому лучше 3) ЭЛЕКТРОН ТЕОРИЯ ЛЬЮИСА: Кисл- акцептор электронов (галогениды аллюм, бора), Основ- донор электронов (галогенид-ионы, аммиак)! Он рассматривает разн хим процессы как однотипн: реакц нейтрализ в водн рас-рах, взаимодествие аминов с галагенидом бора, комплексообразование! Все эти теории дополняют др др!

21

Согласно теории Бренстеда процесс Д воды протекает по уравнению H2O+ H2O(обр стрл) H3O(+) +OH(-); dH(0)==56, 5 кДж/моль!т.е одна молекула воды отдает, а др присоединяет протон, происходит автоионизация воды. Константа воды при 298К равна 1, 8*10(-16) моль\литр.(Кд(Н2О)= а(Н+)*а(ОН-)/а(Н2О)=1, 8*10(-16) моль \литр!), где а(Н+), а(ОН-), а(Н2О)-активности ионов и воды.Вода слабый амфотерный электрлит,степень Д воды мала, поэтому активности водород- и гидроксид-ионов в чистой воде почти равна их концентрациям. Константа диссоциации воды К(Н2О) наз-ся ионным произведением или константой автоионизации воды. В чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре произведение концентраций (активностей) водород- и гидроксид ионов есть величина постоянная, называется ионным произведением воды! Ионное произведение позволяет вычислить концентрацию гидроксид- ионов , если известна концентрация ионов водорода и наоборот., т.к. они взаимозависимы.Константа зависти от Темпер: при повышении темперутуры константа увеличивается, т.к. процесс Д воды –эндотермический!(напр, при темп 310 К константа =3,13*10(-14), а при т 373=5, 9 8*10 (-13). В водных растворах разных веществ константа имеет тоже значение, что и для чистой воды.В водных растворах различают 3 вида сред: нейтр, щелоч и кислую. Для харак-ки сред растворовиспользуют концентрации водород-ионов, но более удобно использовать так наз водородный показатель рН –называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:рН=-lg[H+]! В нейтр. Среде Н(+)= 10(-7) моль\литр рН=7, 0; в кислой> 10(-7) моль\литр, рН<7, 0; в щелочной,<-10(-7) моль\литр, рН>7,0. Таким образом чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора, чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора!Сущ-ет разл методы измерения рН, напр., с пом индикаторов (лакмус, фенолфталеин и метилоранж) вещ-ва кот, обратимо изменяют свой цвет в зависимости от рН раствора. *Одно из свойств живых организмов- постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов!причем рН различных жидкостей изменяется в завис-ти от их местонах-я! Так, рН крови-7, 4, рН жел сока~ 1! Смещение рН крови в кислую область наз-ся АЦИДОЗОМ, а в щелочную-АЛКАЛОЗОМ!!

22

РН-обменные реакции взаимодей-я кислот и оснований, в рез-те кот-ых образу-ся соль и вода! Различн типы нейтрал-ии: 1) Н сильного основания силь-ой кислотой:KOH+HNO3KNO3+H2O чуть ниже Н(+)+ОН(-)обр стрН2О 2) Н слабой кисл-ты сильн-ым основ-ем HCN+KOHобр стр KCN+H2O чуть нижеHCN+OH(-)обр стрCN(-)+H2O 3) Н слабого основ-я силь-ой кислотой HCl+NH3*H2Oобр стрNH4Cl+H2O ниже H(+)+NH3*H2Oобр стрNH4(+)+H2O 4)Н слабого основан-я слабой кисл-ой CH3COOH+NH3*H2Oобр стрCH3COONH4+H2O ниже CH3COOH+NH3*H2Oобр стрCH3CO(-)+NH4(+)+H2O!

Метод нейтраз-ии исполь-ся в клин лаборатор-х для определен-я кислотности желуд сока, буферной ёмкости плазмы крови. В фармации примен-ся для количеств анализа неорганич кислот( солян, серн, Борн) и орган(уксус, винной, лимон). Кислотно-основное титрование применяют в биофармацефт исслед-ях для определения рКа кислот и рКб оснований, входящ-х в белки, т.к. по значению этих величин можно прогноз-ть способ-ть лек-в проходить ч\з биол мембраны!. Кислотно-основное титрование применяют для определения рКа аминокислот и рКа диссоциирующих групп, входящ-х в белки, Этим методом можно опред-ть число КАРТОКСИЛЬНЫХи др групп. Титрование аминокислот и белков дает возм-ть определить их изоэлектрич точки!

23

Г-реакция разложения вещ-ва водой! Гидр солей-взаимод-е соли с водой с образов-ем слаб электролита; при гидрол-е протон Н(+) переходит от молек воды к иону или наоборот!Есть 4 варианта Г по типу соли 1)соль, образ-ая сильн кислот и слаб основ: NH4Cl+HOH обр стр NH3*H2O+HCl или NH4(+)+HOHобр стр NH3+H3O(+)+(pH<7) 2) соли из сильн осн и слаб кисл: CH3COOH+HOHобр стр CH3COOH+NaOH или CH3COO(-)+HOHобр стр CH3COOH+OH(-) (pH>7). 3)соль из слаб кисл и слаб основ-я: NH4CN+HOH обр стр NH3*H2O+HCN, NH4(+)+CN(-)+HOH обр стр NH3*H2O+HCN (рН>7). 4)соли из сил кис и сил основ: некот(NaCl, KNO3) не подверг-ся Гидрол-у и рН этих рас-ров =7!Мех-м Г заключ-ся в поляризац взаимод-ии ионов соли с гидратн оболочкой и чем силн это взаим-е, тем интенс Гидрол-з! Количест-но Г хар-ся СТЕПЕНЬЮ Г(альфа г) и КОНТАНТОЙ Г(Кг). Степень Г измер-ся отношением кол-ва гидролизированного вещ-ва к общему кол-ву растворен вещ-ва!альфа г=nг/n0, где nг-кол-во гидролизир соли, n0-общее кол-во растворен соли! Степень Г завис от прир соли. Её концентрац и темпер! РОЛЬ:главн-это ФЕРМЕНТАТИВНЫЙ г-з, когда жиры, белки, Углев-ырасщепл-ся на мелкие фрагменты, без этого не было б усвоения пищи.(общ ур-е гидролиза:R1-O-R2R1-OH+R2-OH, R1, R2-фрагмент бииорганич молек)!Энергия для жизнедеят-ти- вследствии гиролиза АТФ(АДЕНОЗИНТРиФОСФАТ-бинеорган соед-е, источник для мног биол проц-ов-биосинтез белка, сокращ мыщц)!АТФ(4-)+Н2Ообр стр АДФ(3-)+НРО4(2-)+Н(+), АДФ(3-)-анион аденозиндифосфата! Реакция сопров-ся убыванием энерг Гиббса! Гидр идет до образов-я АМФ и аденозина! Т.е. АТФ-промеж продукт, перенос-ий энерг, реакции сопровожд-ие выдел и потреб энергии!

24

Буф рас-ры-это рас-ры рН кот-х сохран-ся пост при разбавлении, добавл-и кислот и оснований! Быв:1) сост из слаб кисл и её соли(ацетатн буф сис СН3СОО(-)/СН3СООН в рас-ре СН3СООNa и СН3СООН (рН=3,8..5,8); 2) слаб основ-е и его катион В/ВН(+),напр: аммиачн буф сис-ма NH3/NH4(+) в рас-ре NH3 и NH4Cl (рН=8,2..10,2); 3) анионы кисл и средн соли и 2 кисл солей,напр: фосфатн буф сис-ма HPO4(2-)/H2PO4(-) в рас-ре Na2HPO4 и NaH2PO4 (рН=6,2-8,2)-здесь анион Н2РО4 явл слаб кисл-ой! 4) ионы и молекулы амфолитов-к ним относ-т аминокисл и белк буф сис-мы.если сумарн заряд аминокисл и белков =0, то рас-ры этих соед-ий не буферные!Если добав кисл или щелочи, то переходят в форму белок-кисл или белок-основ-е!При этом 2 формы белка:а) слаб белок-кисл+соль этой кислR-CH вCOO(-)нNH3 +H(+)(основание А)обрR-CH вCOOH нNH3(сопряж к-та НА) б) слаб белок-осн +соль этого основ-яR-CH вCOO(-) нNH3(-) + OH(-)(к-та ВН+)обрR-CH в СOO(-) нNH2 + H2O(сопряж осн) R-макромолек остаток белкаТ.е. этот тип буф сис-м может относ-ся к 1 и 2-ому типу! Мех-м: СН3СООН обр стр СН3СОО(-)+Н(+), СН3СООNaСР3СОО(-)+Na(+), СН3СОО(-)+Н(+)обр стр СН3СООН, СН3СООН+ОН(-)обр стр СН3СОО(-)+Н2О-в основе лежит кисл –осн равновесие! Колич хар-ки:Буф емкость(В)-кол-во кисл или щелочи, добавление кот-го к 1 л буф рас-а изменит рН на единицу!Изме-ся моль/л! Харак-т спос-ть буф рас-ра противодейс-ть смещен реакции среды при добавл кисл и щел!Она опред-ся так: В по кисл= n(1:zHA)/|pH-pH0|V(бр)=с(1: zHA)* V(НА)/ |pH-pH0|V(бр)! В по щел= с(1: zВ )* V(В)/ |pH-pH0|V(бр), где V(НА),(В)- объем добавл кисл или щелочи(соответ-но), с(1: zВ) и с(1: zHA)-моляр концентр эквивалента кисл и щелочи, V(бр)-объем буф рас-ра, рН0, рН-знач-е рН буф рас-ра до и после добавки щел или кисл, |pH-pH0-разность рН по модулю! Буф емкость завис от: 1) кол-ва компон-ов(больше-выше ), 2) от рН буфера(наиб способ-ть противост измен-ю рН, при рн=4,76! Буф емкость макси в зоне буф действия. Зона буф действия рН=рК-+1! 3) и от соотнош-я компон-ов( макс при 1:1)

25

Сопряженные кислотно-основные пары B/BH(+) и А(-)/НА наз-ют буферными!(здесь В-основан, ВН-сопряжен кислота, НА-кислота, а-сопряж основание)!Он игр важн роль в поддерж-и кислотно-основн равновесия в орг-ме! Кислотно-осн равн-е в крови обеспеч-ся гидрокарбон, фосфатн и белков буф сис-ми!ГИДРОКАРБОН:сост из H2CO3 и сопряж основ-я HCO3(-), причем угол кисл-та обр-ся при взаимод-ии расвор-го в плазме СО2 с водой: СО2(р)+ Н2О обр стр H2CO3! рН этого рас-ра опред-ся урав-ем ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА как отношение концентрац-й Н2СО3 и соли NaHCO3: pH=pKal(H2CO3)+lg c(NaHCO3)/c(H2CO3), в конечн счете выр-е приним вид pH=6,36+lg c(NaHCO3)-lg p(CO2), где 6, 36-отриц логарифм константы диссоц-ии угол кислты, р(СО2)- парциал давлен СО2 в альвеолах легких!Избыток СО2 в крови привод к АЦИДОЗУ, когда рН<7,4!Эта буф сис-ма действует как эффект физиол буфер около рН 7, 4!Буф емкость по кислоте Вк=40 ммоль/л плазмы крови, по щелочи Вщ=1-2 ммоль/л плазмы крови!Фосфат буф сис-ма:сост из слаб кисл Н2РО4(-) и сопряж основ-я НРО4(2-), в основе её действ-я кислотно-осн равновес: Н2РО4(-)обр стрН(+)+НРО4(2-)! Она может сопртивл-ся измен-ю рН от 6,2 до 8,2!Из ур-я ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА получ: рН=7,4=6,86+lgc(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-)), где 6,86=рКа(Н2РО4(-), отсюда lgc(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-))=7,4-6,86=0,54 и c(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-))=3,5!Эта сис-ма имеет более выс емкость по кисл, чем по щел(Вк=1-2ммоль/л, Вщ=0,5ммоль/л! Фосф буф сис-ма-менне мощная по сравн с гидрокарб! Белковая:из белка-основания и белка- соли R-CH:COO(-) иNH2(белок-осн) +H(+)обр стр R-CH:COO(-) и N(+)H3(белок-соль)(в средах близким к нейтр белок основ-е преоблад)!Осн часть белков плазмы крови сос-т АЛЬБУМИНЫ и ГЛОБУЛИНЫ, изоэлектр токи этих белков рылежат в слабокисл среде(рН=4,4-6,3), поэтлму при рН 7,4 белки нах-ся в формах белок-осн, белок-соль! Их буф емкость завис от концентр белков, их вторич и третич струк-ры и числа протон-акцепорн групп. Буф емкость по кисл выше: для альбуминов=10ммоль/л, для глобулин=3ммоль/л! Буф емкость св аминокислот плазмы мала и по кисл и по щелочи, т.к. аминокисл имеют рКа далекие от рКа=7(кроме гистидина, рКа=6).



26

Комп. Соед. — частицы, кот. образуются в результате присоединения к данному иону, др. ионов- лиганд.

Лиганды – атомы, располагающиеся вокруг комплексообразователя. Лигандами могут быть в виде молекул (H2O, CO, NH3 и др.), анионы (OH, Cl, PO43− H+.и др.).



Внутренняя сфера комплексного соединения – центральный атом со связанными с ним лигандами.

Внешняя сфера комплексного соединения – остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями.

Координационное число – число - связей, образуемых центральным атомом с лигандами.

Классификация

По заряду комплекса

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3 и др.). Пр: [(Zn(NH3)4)]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II), [Co(NH3)6]Cl3 — хлорид гексоамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы: когда комплексообразователь -атом с положительной степенью окисления, а лиганд- анион. Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития
3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а так же положительного иона. Пр: [Ni(CO)4] — тетракарбонилникель ,[Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II)

По числу мест занимаемых лигандами в координационной сфере

1) Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н2О, NH3, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN, F, Cl, OH,

2) Бидентатные лиганды. H2N — CH2 — COOO — CO — CO — O, СО32−, SO42−.

3) Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своем составе несколько групп −С≡N или −COOH.



По природе лиганда

1) Аммиакаты —: [Cu(NH3)4]SO4, [Co(NH3)6]Cl3, [Pt(NH3)6]Cl4 

2) Аквакомплексы — [Co(H2O)6]Cl2, [Al(H2O)6]Cl3 

3) Карбонилы — [Fe(CO)5], [Ni(CO)4].

4) Ацидокомплексы — кислотные остатки. K2[PtCl4], H2[CoCl4], H2[SiF6].

5) Гидроксокомплексы — Na2[Zn(OH)4], Na2[Sn(OH)6]

27

УСТ.КОП.При раств К внеш сфера нацело диссоциир-т как сильный электролит.К2[HgJ4]2K(+)+[HgJ4](2-).Внутр.сфера-слаб электролит,диссоциир обратимо и ступенчато.Кажд ступени дисс-ции соот-т конст-та неуст-ти Кнi .Общ конст неуст-ти= Кн=Кн.i*Kн.ii*….или для [MLn]обрM+nL, Kн=[M][L](n)\[MLn].Конст уст=Куст=1\Кн.Чем больше Куст ,тем прочнее комплекс,тем меньше в р-ре конц-ция [M] и [L].Токсичность:обусловлена протеканием в орг-зме реакции:МбL+МтобрМб+МтL,где Мб-биогенн мет ферментов(Fe,Zn,Co,Cu),Мт-тяж мет(Pb,Hg,Cd,Cr,Ni)если уст-ть МтL больше,чем МбL то происх-т накаплив-е Мт и токсикоз.Комплексоны примен-т в лечебной практике ,т.к. они обр-т более прочные комплексы с ионами Hg(2+),Cd(2+) чем комплексы с белками Hg(2+)+Ca(2+)Na2(тетацин)*ЭДТАCa(2+)+Hg(2+)*ЭДТА(уст-в,малотокс,вывод ч\з почки)+2Na(+)Комплексометрия(хелатом)-это опр-е конц-ции ионов металлов с помощью комплексонов.Наиболее известен комплексон III(трилон Б)-двунатривая соль этилендиаминтетрауксусной к-ты(ЭДТА)В.NaOOCCH2-- н.HOOCCH2-- N-CH2-CH2-N--вCH2COONa --нCH2COOH 2Na(+)+H2J(-2).К. исп-т для опр-я Ca(2+),Mg,Sr,Zn,Pb(2+).при опр-ии жесткости воды индикатор-эриохром черный Т,кот обр-т с Са Mg тоже комплексы,но менее прочные,чем трилон Б в аммиачном буфере:МInd(-) красный+H2J(2-)+NH3обрMJ(2-)+HInd(2-)голубой+ NH4(+)

28

В виде комплексных соединений в орган-ме сущ-ют микроэлементы. МФ-представляют собой биокластеры, полости которых образуют центры ферментов. В полости нах-ся метал, кот взаимодействует с донорными атомами связывающих групп-ОН, SH, H2N, СОО….)Сам известн МФ: КАРБОАНГИДРАЗА, КСАНТИНОКСИАЗА, ЦИТОХРОМЫ! В завистимости от биол функции, биокомплексы делят на: транспортные, аккумуляторы, биокатализары, активаторы инертных процессов!трансп биокомплексы доставляют кислород и биометаллы(координирующим металлом явл никель, цинк, железо и др)!Роль аккумуляторов выпол-ют миоглобин и ферритин! Катализатор:напр усиливает действие гормонов(металл-MnII)! Биокомплексы важны для норм деят-ти организма!



29

Величина, характер-щая способность проводить Эл ток, наз-ся электропроводностью! Раствор электролитов –проводники 2-го рода, обладают ионной Эл проводимостью(L=I:E, сила тока/ЭДС! Удельн Э-(овальный икс)-электропроводность столба раствора длинной 1м и площадью сечения 1м2. Единица измерения Ом(-1)*м(-1). Молярная Э – (лямбда) электропрово-ть объёма раствора, содержащего 1 моль вещ-ва, заключенного м/у электродами, стоящими др от др на растоя-ии 1 м!лямбда=удел элктропр-ть /(1000*С), Ом(-1)*М(2)*моль(-1), где С-молярн концентрация. УЭ и МЭ зависят от концентрации электролита. У сильн и слабых электролитов с ростом разбавления, моляр электропровод-ть стремиться к максим значению, кот наз-ся Предельной электропро-тью(лямбда со знакм бесконечности внизу)! Закон Кольрауша:Предельная молярная электропр-ть раствора электрол-та равна сумме молярных подвижностей анионов лямбда – и катионов лямбда +, входящих в состав этого электролита!лямбда бескон=лямбда плюс +лямбда минус, лямбда+-=F*U+-, где u+- это скорость движен-я иона прии бесконеч разбавлении и напряж-ти Эл поля 1В/м-это наз-ся Эл подвижностью!Моляр подвиж-ти даны в таблицах). УЭ и МЭ увеличива-ся на 2% с увелич-ем темп на 1градус!Влияет напряжение >10(-4) В*см(-1).

31

Поверхностная энергия Гиббса.Поверхн явл-я- процессы, происх-ие на границе раздела фаз в межфазн поверхн слое и возника-ие при взаимодействии сопряжен фаз!Сист-мы с очень развит поверх-ю наз-ся жив организмы (напр, кожа-1,5м2, скелет-2000км2..) Уделная поверхность:Sуд=S:V, S=S:m, где S-площ поверх-ти, V-соответст ей объем, m-масса дисперс фазы. G=Gv+Gs=kV+Sсигма(как о с хвост верх прав), отсюда ПОВЕРХ ЭНЕРГИЯ ГИББСА: Gs=S*сигму! Сигма-поверхн натяжен-е. равное энерг Г 1м2 поверхности, или работе по увелич-юповерх-ти на 1 м2. Едн-ца измерен-я сигмы:ДЖ/м2 или Р/м.Поверност натяж обусловлено некомпенсир-ым полем межмалекул сил на межфазн поверх-ти! Чем силн межмолек взаимод-е, тем болтше сигма!(сигма алмаз-11400 Дж/м2, Н2О-72). При Т стрелка вверх сигма стрл-а вниз, при Рвверх сигма(ж-г) вниз!Методы определ-я сигмы:1) метод счета капель,2)м. наиб давлен в пузырьке возд-ха, 3) капилляр метод, 4) по растворимости, 5) по темпер плавл-я!



30

Когда метал погруж-ся в воду или раст-р его соли, часть ионов метала переход в рас-р(Ме2+). Мет-л заряж-ся отриц-но, возник-т двойн электрич слой и скачок потенциала(элект потенциал)-ФИ! Фи зависит от1) св-в мет-ла 2) концентрации соли(с). Метал может зарядиться положи-о, если идет осаждение ионов(М+») на метал. Этот процесс обратим…Электрич работа перевода 1-го моля из рас-ра на метл или обратно: A=-dG=Z*F*фи, где Z-заряд иона, F-число Фарадея, фи-потенц электода. Используя уравн-е изотермы -dG=-RTlnKc, получаем фи=фи0+RT/ZF*ln[Me](z+)-уравн-е НЕРНСТА! Фи0-стандартн потециал электрода, кот возник на мет-ле, погружен в 1 моль/л рас-р своей слои и измер-ый относительно нормал водород электрода! Pt, H2|H(+)-это водород электр-д! фиH2|H(+)=OB при РН2=1атм, фиH2|H(+)=RT:F*ln[H+]:PH2! Если фи0 мет-ла>фи0 водород элект-да его счит положит-м, если меньше-отрицат-м! если располагать мет-лы по мере возраст их фи0, получ-ся ряд напряж-ти мет-лов!Окисл-вост Э(Red-OX)-инертн мет-л (Pt, Pd), опущ-ый в рас-р, содерж-ий окисл(ОХ) и восстановл-ую (red) форму вещ-ва! Протекает реакция:Ox+Z eобр стр Red или Ox+Z e+mH(+)обр стр Red! УРАВН ПЕТЕРСА: фиRed/Ox= фи0R/o+(RT/ZF)*ln([OX]/[Red])!фи0-стандарт окис-воост потенц-л, когда концентр-ии всех участв-х вещ-в =1моль/л!

32


Каталог: BOH


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3


База данных защищена авторским правом ©uverenniy.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница