Осмотические свойства растворов

Опыт 1. Наблюдение явлений гемолиза и плазмолиза эритроцитов.

Цель. Изучить влияние концентрации веществ в окружающей среде на состояние эритроцитов и объяснить его, применяя понятие об осмотическом давлении.

Оборудование. Микроскоп, штатив с пробирками, микропипетки, вместимостью5 и 1 мл, предметные и покровные стекла.

Реактивы. Донорская кровь, водные растворы хлорида натрия с массовыми долями 0,25; 0,9 и 4%.

Выполнение эксперимента

В 3 пробирки вносят пипеткой по 3 мл трех растворов хлорида натрия различной концентрации. В каждую пробирку добавляют микропипеткой по 0,5 мл крови. Перемешивают стеклянной палочкой. По одной капле каждой смеси наносят палочкой на предметные стекла, закрывают покровными стеклами и изучают препараты под микроскопом. Зарисовывают форму эритроцитов в каждом случае.

Рассчитывают осмотическое давление примененных в работе растворов хлорида натрия при температуре опыта, и объясняют на основании полученных результатов наблюдаемые явления гемолиза и плазмолиза эритроцитов.

Опыт 2. Древовидные образования.

Ряд пробирок наполняют разбавленным в 8 раз жидким стеклом Na₂SiO₃ или силикатным клеем и опускают в пробирки кристаллики соли. Лучше всего для этой цели подходят хлориды, бромиды или нитраты железа, меди, марганца, никеля, кобальта и т.д. Через некоторое время из кристаллов вырастают древовидные образования. Объясните наблюдаемое явление, сделайте выводы.

 

Вопросы к опытам:

 

1. В каком растворе наблюдалось осмотическое равновесие между эритроцитами и средой?

2. Зависит ли осмотическое давление от природы растворенного вещества?

3. Можно ли оценить осмотическое давление раствора по температуре его замерзания (кипения)?

4. Почему в 4 % - м растворе хлорида натрия эритроциты не наблюдались?

 

 

Занятие № 4

СВОЙСТВА БУФЕРНЫХ РАСТВОРОВ

 

Цель: Приобрести навыки в приготовлении буферных смесей с определенным значением рН; изучить некоторые свойства буферных растворов.

 

Научно-методическое обоснование темы:

 

Студент должен знать:

а) Определение и классификацию буферных систем

б).Основные буферные системы живых организмов

в) Определение буферной емкости

 

Студент должен уметь:

а) Объяснять механизм действия буферных смесей

б) Уметь выводить уравнение Гендерсона-Гассельбаха для буферных смесей I и II типа

в) Готовить буферные системы с заданным значением рН

г) Практически определять буферную емкость смеси

Теоретическая часть:

 

Значительную роль в поддержании постоянства рН биологических жидкостей, тканей и органов (кислотно-основного гомеостаза биосистем) и лабораторной диагностике играют буферные растворы.

 

Буферные растворы – это растворы, рН которых меняется незначительно при разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи.

 

В водных буферных растворах основными компонентами являются донор и акцептор протонов, представляющие собой сопряженную кислотно-основную пару.





Сопряженные кислотно-основные пары В/ВН⁺ и А^–/НА называют буферными системами.

 

Буферные системы по составу бывают двух основных типов:

1. Слабая кислота (донор протонов) и ее соль (акцептор протонов, сопряженное основание), образованная сильным основанием. Например, ацетатный буфер СН₃СООН + СН₃СООNa.

2. Слабое основание (акцептор протонов) е его соль (донор протонов), образованная сильной кислотой. Например, аммиачный буфер NH₄OH + NH₄Cl.

 

Расчет рН буферных систем

 

Каждая из буферных смесей характеризуется определенной концентрацией водородных ионов, которую буферная система и стремиться сохранять при добавлении кислот или щелочей.

Рассмотрим на примере ацетатной буферной смеси, что же определяет ее рН.



Из приведенной схемы видно, что в ацетатном буферном растворе концентрация водородных ионов будет зависеть от степени диссоциации молекул кислоты. Согласно закону действия масс константа диссоциации уксусной кислоты будет

,

откуда

. (1)

Это равенство справедливо для раствора, в котором содержится только одна уксусная кислота. Добавление к раствору уксусной кислоты ацетата натрия подавляет ее диссоциацию (принцип Ле Шателье), в результате чего концентрацию молекул недиссоциированной СН₃СООН можно без больших погрешностей принять равной общей концентрации кислоты, т.е.

[СН₃СООН] = С_{кислота}. (2)

Учитывая, что соль СН₃СООNa как сильный электролит в водном растворе диссоциирована полностью, можно принять, что общая концентрация аниона СН₃СОО^– практически равна аналитической концентрации соли в данной буферной смеси, т.е.

[СН₃СОО^–] = С_соль. (3)

Подставляя значения (2) и (3) в уравнение константы диссоциации (1), получим:

.

Взяв обратный логарифм от обеих частей этого уравнения и обозначив
–lg[H⁺] как рН, а –lgК_а как рК_а, получим следующее уравнение, которое характеризует зависимость кислотности буферного раствора от силы кислоты (К_а) и состава раствора соли (С_соль, С_{кислота})

или

. (4)

В общем случае для любого буфера уравнение (4) принимает следующий вид:

и носит название уравнения Гендерсона-Гассельбаха.

 

Для щелочного буфера, каким является, например, аммиачный, соответственно будет:

и ,

. (5)

Из приведенных уравнений видно, что рН буферных смесей зависит от константы диссоциации кислоты или основания и от соотношения концентрации компонентов буферных смесей.

 

Механизм буферного действия

При разбавлении буферных растворов концентрации обоих компонентов смеси уменьшаются в одинаковое число раз. Следовательно, исходя из уравнения Гендерсона-Гассельбаха, величина рН буферных растворов при этом не должна изменяться.

 

Ацетатная буферная система.

Рассмотрим механизм буферного действия:



При добавлении соляной кислоты к ацетатному буферу происходит взаимодействие с одним из компонентов смеси (СН₃СООН):

, (I)

Как видно из уравнения (I), сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты (в данном случае HCl заменяется CH₃COOH). В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого концентрация ионов Н⁺ в буфере увеличивается незначительно.

При добавлении к буферному раствору щелочи концентрация водородных ионов и рН изменяется также незначительно. Щелочь при этом будет реагировать с другим компонентом буфера (СН₃СООН) по реакции нейтрализации:

. (II)

В результате этого добавленная щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной слои, в меньшей степени влияющей на реакцию среды, чем NaOH. Поскольку в результате этой реакции уксусная кислота расходуется, можно было бы ожидать значительного снижения содержания ионов Н⁺. Однако вместо прореагировавших ионов кислоты Н⁺ и СН₃СОО^– за счет потенциальной кислотности образуются новые ионы Н⁺ и СН₃СОО^–, и активная кислотность смеси (рН) почти не меняется.

 

Аммонийная буферная система

Этот буфер содержит слабое основание (К = 1,87·10^–5) и его аммонийную соль, образованную сильной кислотой, которая диссоциирует полностью:





Механизм действия аммонийного буфера заключается в том, что при добавлении к буферу сильной кислоты происходит реакция нейтрализации и кислота заменяется эквивалентным количеством соли по уравнению

 .

Щелочь, добавленная к буферу, взаимодействует с солью, в результате чего образуется слабое основание, и рН смеси мало изменяется:



 

Способность буферных систем стойко удерживать на определенном уровне концентрацию ионов водорода является ограниченной.

 

Величину, характеризующую способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называют буферной емкостью системы.

 

Мерой буферной емкости служит обычно количество сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо прибавлять к раствору буферной смеси, чтобы рН этого раствора изменилось на единицу.

Математически буферная емкость определяется следующим образом.

Буферная емкость по кислоте:

, моль/л

Буферная емкость по щелочи:

, моль/л

где N_кисл и N_осн – нормальные концентрации сильной кислоты и щелочи соответственно; V_кисл, V_основ, V(БР) – соответственно объемы кислоты, основания и буферного раствора; ΔрН – изменение рН буферного раствора при добавлении сильной кислоты или щелочи.

 

В живом организме в результате метаболизма образуются большие количества кислых продуктов. Так, в организме человека за сутки образуется такое количество различных кислот, которое эквивалентно 20-30 л однонормальной сильной кислоты. Сохранение постоянства реакции внутри организма обеспечивается наличием в нем мощных буферных систем. В организме человека особенно большую роль играют белковый, гидрокарбонатный, гемоглобиновый и фосфатный буферы.

В плазме крови наиболее значимы гидрокарбонатная и белковая буферные системы, слабые буферные кислоты которых находятся в равновесии в основном с натриевыми солями этих кислот. В клеточном секторе преимущественное значение имеют фосфатная и белковая (в эритроцитах – гемоглобиновая) буферные системы, при этом буферные основания представлены в основном калийными солями фосфорной кислоты и белков.