Elektrolyty Roztoky elektrolytů Aktivita iontů Iontová síla

Prezentace na téma: "Elektrolyty Roztoky elektrolytů Aktivita iontů Iontová síla"— Transkript prezentace:

1 Elektrolyty Roztoky elektrolytů Aktivita iontů Iontová síla
Osmotický tlak

2 Elektrolyty + + - - Látky, které při interakci s molekulami rozpouštědla disociují na ionty.

3 Které látky patří mezi elektrolyty ?
sloučeniny iontového charakteru ( např.NaCl, KOH, (NH4)2SO4 atd.) látky, v jejichž molekulách se nachází velmi polární kovalentní vazba (např. HCl, HNO3, CH3COOH atd.).

4 Dělení elektrolytů podle míry disociace
silné slabé Štěpení na ionty je úplné Část molekul zůstává nedisociována AB A+ + B- AB A+ + B-

5 Příklady silných elektrolytů
Silné kyseliny HNO3 - kys. dusičná H2SO 4 - kys.sírová HClO4 - kys. chloristá HCl, HBr, HI - halogenovodíkové kyseliny kromě fluorovodíkové HNO NO H+ H2SO H+ + SO42- HClO H+ + ClO4- HX H+ + X-

6 Příklady silných elektrolytů
Silné zásady NaOH - hydroxid sodný KOH- hydroxid draselný Mg(OH)2- hydroxid hořečnatý Ca(OH)2- hydroxid vápenatý Ba(OH)2- hydroxid barnatý NR4+OH- kvartérní amonné báze NaOH Na+ + OH- Mg(OH) Mg OH- NR4OH NR4+ + OH-

7 Příklady silných elektrolytů
Prakticky všechny soli: KCl, Na2CO3, Na2SO4, CH3COONa KCl K+ + Cl- Na2CO Na+ + CO32- CH3COONa CH3COO- + Na+

8 Příklady slabých elektrolytů
Slabé kyseliny (většina kyselin): HNO2 - kyselina dusitá H2CO3- kyselina uhličitá H2S - sulfan většina organických kyselin

9 Příklady slabých elektrolytů
Slabé zásady: NH3 - amoniak CH3NH2- methylamin

10 Aktivita iontů v roztocích silných elektrolytů
Zředěný roztok Koncentrovanější roztok Kation a anion silného elektrolytu V koncentrovanějších roztocích silných elektrolytů se jednotlivé ionty nechovají jako nezávislé Jejich chování je ovlivněno elektrostatickými interakcemi s ionty v okolí

11 Chování iontů závisející na množství iontů popisuje aktivita
i aktivitní koeficient ci……koncentrace ai = i ci   1 Výpočet aktivitního koeficientu z Debye-Hűckelova vztahu: Z- náboj iontu, I-iontová síla

12 Iontová síla roztoku ci – koncentrace daného iontu
zi - náboj daného iontu Je funkcí koncentrace (molární) a náboje iontů Protože iontová síla biologicky významných roztoků je relativně vysoká, je ji nutno brát v úvahu při všech výpočtech, kde se vyskytuje aktivita iontů a nespoléhat se na oblíbené konstatování, že „koncentrace látek v roztoku je nízká a místo aktivit můžeme použít koncentrace”.

13 Jaká je iontová síla roztoku Na2SO4 o koncentraci 0,1 mol/l ?
Řešení: Na2SO4  Na+ + Na+ + SO42-  2 Na+ + SO42- c1= c(Na+) = 2 ∙ 0,1 = 0,2 mol/l c2 = c(SO42-) = 0,1 mol/l z1= z(Na+) = 1 z2 = z(SO42-) = 2 I = ½ (0,2 ∙12 + 0,1 ∙ 22) = ½ (0,2 + 0,4 )= 0,3 mol/l

14 Koligativní vlastnosti roztoků
vlastnosti závislé pouze na koncentraci (počtu) částic solutu, nikoliv na jeho kvalitě (nejsou závislé na velikosti molekul, jejich tvaru nebo náboji) Koligativní vlastnosti: snížení tlaku par rozpouštědla nad roztokem osmotický tlak

15 Osmotický tlak roztoku (další koligativní vlastnost)
píst Tlak  osmóza Polopropustná membrána - propouští jen molekuly rozpouštědla

16 Zjištění osmotického tlaku
měření (osmometry) výpočet

17 Osmometry – měření osmotického tlaku
1Principy měření: snížení bodu tuhnutí (citlivé teploměry s rozlišitelností 0,001o C)* zvýšení teploty varu (snížení rosného bodu)* membránové (přímé) * Zjišťuje se molalita, převádí se na hodnotu osmotického tlaku 1Podrobněji: M.Dastych: Instrumentální technika

18  = i . c. R.T. (kPa) Výpočet osmotického tlaku
(přibližný výpočet, známe-li látkovou koncentraci)  = i . c. R.T. (kPa) c - koncentrace mol.l-1 R - universální plynová konstanta 8,314 J.mol-1.K-1 T - teplota (o K)

19 Jaký význam má i Neelektrolyty i = 1 Silné elektrolyty: n=2,3,….
Slabé elektrolyty i = 1 + αc(N – 1) i - koeficient, udávající počet částic vzniklých disociací elektrolytů α – stupeň disociace N- počet iontů vzniklých disociací jedné molekuly

20 Hodnoty i pro silné elektrolyty
NaCl  Na+ + Cl i = 2 Na2SO4  2 Na+ + SO42- i = 3 MgCl2  Mg Cl- i = 3 Na3PO4  3 Na+ + PO43- i = 4

21 Koncentrace osmoticky aktivních částic
 = i . c. R.T. (kPa) Osmolalita (osmolální koncentrace) i. c……….mol/kg zjistí se měřením (kryoskopicky, ebulioskopicky) Osmolarita (osmolární koncentrace) i.c………..mol/l vypočítá se z hodnot molárních koncentrací Vždy vyšší než odpovídá reálným vlastnostem roztoku

22 Osmotický tlak  = 2 . 0,154 . 8,31 . 298 = 762,7 kPa Příklad 1:
Jaký osmotický tlak vykazuje fyziologický roztok chloridu sodného ? (T = 298 K ) c(NaCl) = 0,154 mol.l-1 NaCl Na Cl silný elektrolyt i = 2 Osmolarita : i.c = 2 x 0,154 = 0,308 mol/l Osmotický tlak  = 2 . 0, , = 762,7 kPa

23 Příklad 2: Jaký osmotický tlak vykazuje roztok glukosy o koncentraci 0,154 mol/l? (T = 250C ) glukosa je neelektrolyt i = 1 osmolarita odpovídá molární koncentraci  = 1 . 0, , = 381,4 kPa Roztok glukosy má poloviční osmotický tlak než roztok NaCl o stejné koncentraci .

24 Osmotický tlak v roztoku obsahujícím více látek
 = R.T  i . c  i . c -suma koncentrací všech osmoticky aktivních částic

25 Osmotický tlak v živých organismech
(příklady)

26 Osmolarita a tonicita Roztoky izotonické = mají stejný osmotický tlak
Osmolarita x tonicita Roztoky se stejnou osmolaritou oddělené membránou mají stejný osmotický tlak pokud osmoticky účinné látky membránou neprocházejí.

27 Osmotický tlak krevní plazmy - přísná regulace
( 795 kPa) Osmolalita krevní plazmy –295 mmol.kg-1 Závisí především na koncentraci Na Nízká osmolalita – (až 230 mmol/kg): nedostatek sodíku nebo příliš mnoho vody Vysoká osmolalita – (až 400 mmol/kg): hypernatremie, hyperglykemie, uremie, přítomnost cizích molekul)

28 Erytrocyty a „isotonické“ roztoky
Krevní plazma a cytosol erytrocytů (i všech dalších buněk) jsou izotonické Roztoky izotonické s krevní plazmou: 155 mmol/l NaCl 310 mmol/l glukosa

29 Erytrocyt v roztocích NaCl o různé koncentraci
Isotonický roztok ? ?

30 Př.:Hypernatrémie (zvýšená hladina Na+ v plazmě)
Hypernatrémie Sosm = ECTosm > ICTosm Na+ H2O Buňka CNS při kontaktu s hyperosmolální ECT má tendenci ztrácet vodu, smršťovat se. Poškození mozkových buněk Plazma ECT ICT Přesuny vody mezi extracelulární tekutinou a buňkou vyvolávají poruchy buněk (zejména CNS) 30

31 Zjištění osmolality krevní plazmy
osmolalita plazmy (mmol.kg-1H2O) - výpočet ≈ 2 [Na+] + [glukosa] + [močovina] ≈ 1,86 [Na+] + [glukosa] + [močovina] + 9 osmolalita plazmy (mmol.kg-1H2O) -měření osmometry rozdíl mezi naměřenou a vypočtenou hodnotou (osmolární gap) může být vyvolán přítomností další látky ve vysoké koncentraci (ethanol, aceton, ethylenglykol ....)

32 Bílkoviny v krevní plazmě
koloidně osmotický tlak = onkotický tlak ( 0,5% z celkového tlaku plazmy) podílí se hlavně albumin při poklesu koncentrace bílkovin v krvi dochází k přesunům vody z plazmy do intersticia (edémy)

33 Význam onkotického tlaku
Kapilární stěna je propustná pro malé molekuly vody, ale není propustná pro proteiny. Hydrostatický tlak krve v kapilárách vytlačuje vodu s živinami do periferních tkání Onkotický tlak v kapilárách (bílkoviny) umožňuje nasávání vody zpět. Při poklesu koncentrace bílkovin v krvi dochází k přesunům vody z plazmy do intersticia (edémy) Buňky cévního endotelu Krevní kapilára 33

34 Polyurie při diabetes mellitus
Při vysoké hladině glukosy v krvi se glukosa v ledvinách nestačí resorbovat a odchází do moče, současně osmoticky poutá vodu Terapie mannitolem Působí jako osmotické diuretikum (po intravenózním podání se filtruje v ledvinách, nevstřebává se a osmoticky poutá vodu) INFUSIO MANNITOLI 10% INFUSIA INFUSIO MANNITOLI 20% INFUSIA infuzní roztok Složení: 10% 20% ml infuzního roztoku obsahuje: Mannitolum 100 g 200 g Aqua pro iniectione ad 1000 ml 1000 ml Teoretická osmolarita 549 mosmol/l 1098 mosmol/l

35 Struktura chrupavky vysoký obsah glykosaminoglykanů (obsahují početné skupiny uronových kyselin, kys. sírové), vysoký obsah iontů Na, Mg, Ca váže velké množství vody  vysoký osmotický tlak při zatížení  vytlačení vody uvolnění zátěže  návrat vody