Kvantitatv analze
Medicnisks biomijas katedra
VISPRG MIJA
Irina Kazua, ris Kaksis
Mcbu ldzeklis
2010
UDK
Kazua I., Kaksis . Visprg mija.
Rga: RSU, 2009. 181 lpp.
Rgas Stradia Universitte, 2006
Rga, Dzirciema iel 16, LV 1007
Iespiests RSU tipogrfij
Rga, Kronvalda bulv. 9, LV 1010
ISBN
Viens angstrms 1 = 0.110-9 m = 100 pm ir simts pikometri
Hemoglobna molekulas Hb izmrs: diametrs angstrmos
saspringtai (tense) T struktrai 69.73 un relakstai R struktrai
62.81
Brvas dens molekulas izmrs
H-O-H ir 1.05 un skbeka molekulas O=O izmrs ir 2.8
Tabula 1.1 Neaizstjamie elementi cilvka ermen sakrtoti pc to
atomu skaita procentos.
Elementu kopums ietveroi 99.3% GALVENIE ELEMENTI
EMBED Word.Document.8 \* mergeformat
H deradis 63.00%
C ogleklis 10.50%
O skbeklis 24.20%
N slpeklis 1.35%
0.7% of GALVENIE MINERLI
Ca kalcijs
S srs
P fosfors
Mg magnijs
K klijs
Cl hlors
Na ntrijs
.01% of MIKROELEMENTI
Fe dzelzs
Se selns
I jods
Mo molibdns
Cu var
F fluors
Zn cinks
Sn alva
Mn mangns
Si silcijs
Co kobalts
V vanadijs
Cr hroms
Tabula 1.2
O
H
2
protein
lipids
C
N
C
inorganic
H
H
O
O
Labi izaudzis pieaugua cilvka 75 kg ermenis satur
55% dens H
2
O ,
19% olbaltumus C O H N
19% taukus (triglicerdus, lipdus), C H O
7% neorganiskas vielas, Ca S P Mg K Cl Na
0), vai iegta no sistmas, (q < 0), notiekot stvoka maiai,
iespjams izmrt ts iekjs enerijs maiu.
Kalorimeta uzbve
Konstanta tilpuma bumbas kalorimetrs.
"Bumba" ir centrlais trauks, kas ir pietiekoi masvs, lai izturtu
augstu spiedienu. Kalorimetra siltumietilpbai (konstantei) ir jbt
zinmai. Adiabtiskuma nodroinanai kalorimetrs ir ievietots dens
vann, kura temperatra mrta un regulta.
Ptmo misko reakciju inici konstanta tilpuma trauk bumb.
Bumba ievietota maism kalorimetr un ierce kopum ir
kalorimetrs.
Kalorimetra temperatras maia ir proporcionla siltumam, kas
reakcij tiek uzemts vai izdals.
Izmrot T, var noteikt qv un atrast U.
T prrinu par qv vislabk var sasniegt, kalorimetru kalibrjot,
lietojot procesu, kura enerijas iznkums ir zinms, td veid nosakot
kalorimetra konstanti.
q = CV T
8. att. Kalorimeta uzbve
4.5. Prtikas produktu raksturoana ar sadeganas siltumiem
Prtikas produktu galvens sastvdaas ir olbaltumvielas, oghidrti
un tauki. Prtikas misk sastva noteikana ir komplicta, drga un ne
vienmr vajadzga. Lai noteiktu o prtikas produktu uzturvrtbu, var
izmantot vielu sadeganas reakcijas siltumefektu, attiecintu uz
masas vienbu, nevis molu. di iegtie rezultti (8. att.) nevar preczi
raksturot fizioloiski iegstamo enerijas daudzumu, tau der dadu
produktu savstarpjai saldzinanai. Organism ne viss ogleklis
oksidjas ldz CO2, bet slpeklis gandrz nekad nebs N2 veid, jo tas
tiek izvadts no organisma urnvielas vai citu nepilngas oksidcijas
produktu veid. Sadedzinot 1 gramu tauku, izdaltais siltums ir 9
kcal/g, 1 gramu olbaltumvielu 4kcal/g, bet 1 gramu oghidrtu 4
kcal/g.
Ar kaloriju (cal) vispirms apzmja siltuma daudzumu, kas
nepiecieams, lai sasildtu 1g dens par 1oC. Kad tika noskaidrots, ka
siltuma daudzums ir atkargs no dens skuma temperatras, tika pieemts
cits apzmjums. Kalorija (1cal) ir siltuma daudzums, kas
nepiecieams, lai 1g dens sasildtu no 14,5oC ldz 15,5oC. (1cal =
4,184J).
Cilvka organisms, k jebkur dzvais organisms, ir vaja
termodinamiska sistma. Galvenais enerijas avots ir misk enerija,
kas ietverta prtikas produktos. Daa s enerijas tiek izmantota:
lai veiktu darbu, kas saistts ar elpoanu, asinsriti, vielmaias
produktu transportanu;
ieelpojam gaisa, dens un barbas sasildanai;
siltuma zudumu kompensanai, kas raduies, izelpojot gaisu,
iztvaikojot mitrumam no ermea virsmas, izvadot no organisma
vielmaias produktus;
darba veikanai, kas saistts ar cilvka fiziskm aktivittm.
Cilvka darbbai nepiecieam enerija tiek iegta no oghidrtiem
55-60%, no taukiem 20-25%, no olbaltumvielm 15-20%.
Vienam cilvkam (80 kg) dien nepiecieamais vidjais uzturvielu
daudzums: olbaltumvielas 80-100g (to skait 50% dzvnieku
olbaltumvielas), tauki 80-100g (to skait eas 25g), oghidrti
350-500g. Miniml dienas kaloritte ir 2680kcal.
Dau prtikas produktu sastvs un to sadeganas siltumi
Produkts
dens
%
Oghidrti
%
Proteni
%
Tauki
%
Nesagremojams vielas %
kJ/100g
kcal/100g
Govs piens
3,5% tauku
87,7
4,8
3,5
3,5
0,7
279
Sviests
15,3
0,7
0,7
83,2
0,1
3244
Vistu olas
65,2
0,6
11,4
9,9
1,0
700
Liellopu gaa
71,6
20,0
4,1
1,1
548
Ckgaa
55,3
15,7
12,9
0,8
945
Menca
60,6
13,3
0,3
0,8
342
Rudzu maize
42,0
36,3
7,3
1,2
8,7
793
Baltmaize (kvieu)
38,3
49,7
8,2
1,2
4,5
1035
Valrieksti
1,9
5,2
6,2
26,9
2,8
2905
Zemeu dems
33,3
58,2
0,4
0,3
981
4.tab.
4.6. Reakcijas patvaguma kritriji
Otrais termodinamikas likums
s nodaas mris ir izskaidrot misko un fiziklo pardbu patvagumu.
Prbaudot divus vienkrus procesus, var pierdt, ka tdu lielumu k
entropija var defint, izmrt un lietot patvagu prvrtbu analzei.
Iepazsim ar galveno termodinamikas lielumu Gibsa eneriju, kas auj
procesa patvagumu izteikt viengi ar paas sistmas pabm (t viet, lai
aplkotu entropijas maiu sistm un apkrtn). Gibsa enerija auj paredzt
maksiml neizpleans darba lielumu, ko no procesa iespjams iegt.
Daas prvrtbas notiek dabiski, bet citas n. Gze izpleoties
piepilda tai pieejamo tilpumu, karsts ermenis atdziest ldz apkrtnes
temperatrai, misk reakcija norisins vien virzien un nevis pretj.
Pasaul ir kds spks, kas nosaka patvago prvrtbu virzienu tdu
virzienu, kura norisei nav jdara darbs.
Gzi var iespiest mazk tilpum, ermeni var atdzest ledusskap, daas
reakcijas var ritt pretj virzien (k dens elektrolzes process), tomr
neviena no m prvrtbm nevar noritt patvagi katra norise prasa zinmu
darbu.
II termodinamikas likum defin 2 veidu procesus patvagus un
nepatvagus. Tas izsakms vairkos ekvivalentos veidos, no kuriem
vienu formulja lords Kelvins: neiespjams ir process, kura viengais
enerijas avots ir siltuma uzemana (no rezervura) un pilnga prvrana
darb.
Nav iespjams konstrut dzinju, kas darbotos, siltumam no karsta
rezervura prejot uz sistmu, pilngi prvroties darb. Viss rels
siltummans ir siltuma avots un siltuma novadtjs (dzestjs) un daa
siltuma nonk dzestj, neprvroties darb. Kelvina formuljums ir
visprinjums no cita ikdienas novrojuma bumba, kas gu uz grdas nekad
patvagi nepaleksies augup. Bumbas palekans btu ekvivalenta siltuma
prvrtbai no virsmas darb.
9.att.
Patvagu prvrtbu virziens, bumbai atsitoties pret grdu (9.att.).
Katr atsitien bumbas enerija samazins, prejot grdas atomu termiskaj
kustb, kur enerija izkliedjas. Pretjo nekad nenovro makroskopiskos
mrogos.
Patvagu procesu virziens
Kas nosaka patvagu procesu virzienu? T nevar bt izoltas sistmas
kopj enerija, jo I termodinamikas likums nosaka, ka enerija
saglabjas jebkurs prvrtbs. o likumu nevar neievrot un apgalvot, ka
viss norisins virzien uz zemku enerijas stvokli izoltas sistmas
enerija tau ir nemainga. Varbt sistmas enerija tiecas sasniegt
minimlo vrtbu? Divi argumenti pierda, ka tas t nav. Pirmkrt, idela
gze izpleas vakuum un ts iekj enerija paliek nemainga. Otrkrt, ja
sistmas enerija patvag proces samazins, apkrtnes enerijai ir
jpieaug td pat mr (to nosaka
I termodinamikas likums). Apkrtnes enerijas pieaugums ir tik pat
patvags k sistmas enerijas samazinjums. Notiekot prvrtbm, izoltas
sistmas enerija nemains, bet prkrtojas dados veidos. Varbt norises
virziena maia ir saistta ar enerijas izkliedanos? T ir centrl
ideja, ka patvags prvrtbas vienmr pavada enerijas izkliedans
nesakrtotk form.
Enerijas izkliede
Enerijas izkliedes likumu var raksturot ar bumbu (kas ir
sistma), kas lk pa grdu. Katr nkoaj palcien t nespj sasniegt
iepriekjo augstumu, jo bumbas un grdas materilos ir neelastgi
zudumi, proti, bumbas kintisk enerija aj kustb prvras termiskaj
kustb. Patvago prvrtbu virziens ir uz miera stvokli, kad visa ts
enerija ir samazinjusies un prgjusi bezgalg grdas atomu termiskaj
kustb.
Atraans uz karstas grdas nekad neizraiss bumbas palekanos. Lai t
sktu lkt, jnotiek kaut kam paam. Tam btu nepiecieama grdas atomu
termisks kustbas lokalizcija vien maz objekt bumb. da enerijas
uzkrans prastu enerijas lokalizciju no grdas atomu miridm. T k
termisk kustba ir haotiska (nesakrtota), bumbas pacelanai btu
jprvietojas vien virzien augup.
Patvaga kustbas lokalizcija sakrtot kustb ir tik mazvarbtga, ka
juzskata pat par virtuli neiespjamu.
10. att.
Neapgriezeniskuma molekulr interpretcija, izteikta ar II
termodinamikas likumu: (10. att. a) bumba atrodas uz siltas
virsmas; atomi atrodas termisk kustb (haotiski svrsts), k nordts ar
bultim; (10. att. b) bumbai, kas lec uz augu, patvag svrstbu kustba
prveidojusies koordint, virzt kustb. das prveidoans iespjamba ir
niecga. Secinjums: jmekl prmaiu virziens, kas noteiks izoltas
sistmas kopjs enerijas lielku izkliedi. is princips parda lecoas
bumbas prmaiu virzienu, t k ts enerija priet grdas atomu termiskaj
kustb. Pretjais process nav patvags, jo ir mazvarbtgi, ka enerijas
haotisk izkliedans ks organizta, savcoties vienkopus (vienvirziena
kustb). Gze nevar patvagi saspiesties, jo td gadjum ts molekulu
haotiskai kustbai btu jnovieto ts vien trauka viet. Pretja prvrtba
(izpleans) ir nesakrtotbas pieauguma dabiskas sekas. ermenis
patvagi nevar palikt siltks par apkrtjo vidi, jo ir mazvarbtgi, ka
patvagi vibrjoie apkrtnes atomi izsauks termisks kustbas uzkranos
ermen. Pretja norise objekta enerijas izkliede apkrtn termisks
kustbas veid, ir sekas dabiskai tieksmei uz haosu. iet neticami, ka
preja nesakrtotb var izveidot tdas strukturtas sistmas k kristli
vai proteni. Neraugoties uz to, vlk prliecinsimies, ka organiztas
struktras var rasties tikai tad, ja enerija un matrija izkliedjas.
Vlk prliecinsimies, ka preja nesakrtotb ir atbildga par visu veidu
prvrtbm.
4.7. Entropija
I termodinamikas likum tika ieviests iekjs enerijas jdziens U. T
ir stvoka funkcija, kas auj noteikt, vai prvrtba ir atauta: notikt
var tikai ts prvrtbas, kurm izoltas sistmas iekj enerija paliek
nemainga.
Likums, kuru lieto patvagu prvrtbu noteikanai, ir II
termodinamikas likums, kuru izsaka ar stvoka funkciju entropiju
"S". Var prliecinties, ka entropija (kas ir sistmas molekulrs
nesakrtotbas mrs) auj noteikt, vai kdu stvokli no cita var sasniegt
patvagas prvrtbas ce.
I termodinamikas likuma formulanai lieto iekjo eneriju, lai
identifictu atauts prvrtbas. II termodinamikas likumu formul,
lietojot entropiju patvago prvrtbu identificanai starp pieaujamm
prvrtbm. Tpat k I termodinamikas likumam, ar II termodinamikas
likumam ir iespjami vairki formuljumi.
1. Siltums nevar patvagi priet no aukstka ermea uz siltku.
2. Siltumu bez zudumiem nevar prvrst darb.
3. Izolt sistm nepatvags (negatvs) process nevar bt procesu
kopumu viengais rezultts.
4. Patvagi procesi izolts sistms izraisa entropijas
pieaugumu.
Izoltas sistmas entropija pieaug, notiekot patvagm prvrtbm.
Skop.>0
Lielums Skop. ir sistmas un apkrtnes kopg entropija.
Termodinamiski neatgriezeniski procesi (k atdziana ldz apkrtnes
temperatrai un gzu brva izpleans) ir patvagi procesi, un tpc tajos
notiek entropijas palielinans.
S = k ln w (10)
S entropija
w sistmas stvoka termodinamisk varbtba
k Bolcmaa konstante (k = R/NA)
R universl gzu konstante (8,314 10-3 kJ/mol K)
NA Avogadro skaitlis (6,023 1023)
Entropijas termodinamisk defincija
T balsts uz entropijas maiu dS, kas notiek fiziklas vai miskas
prvrtbas rezultt (visprga procesa rezultt). Definciju nosaka ideja,
ka enerijas izkliedes pakpes maia ir atkarga no prnests enerijas
siltuma veid. Siltums veicina haotisko kustbu apkrtn. Darbs, kas
veicina organizto kustbu, nemaina nesakrtotbas pakpi un tpc
entropiju neietekm.
Entropijas termodinamisko definciju izsaka sakarba:
T
dq
dS
apgr
=
Izmrmm prvrtbm starp 2 stvokiem "s" un "b" izteiksmi integr:
=
D
b
s
apgr
T
dq
S
Proti, lai aprintu entropijas starpbu starp 2 sistmas stvokiem,
starp tiem ir jatrod apgriezenisks ce un jintegr pievadtais siltums
katr cea stadij, kas dalts ar temperatru, kur ir notikusi siltuma
pievadana.
Molekulr interpretcija
Sistmas molekulas augst temperatr ir stipri dezorganiztas gan to
atraans vietas zi, gan ar enerijas stvoku zi, kas atbilst molekulu
translcijai, rotcijai un svrstbm. Neliela papildu enerijas prnese
izsauks relatvi mazu nesakrtotbu. Glui k troka palielinans
prpildtas ielas transporta plsm nav pamanma. Savukrt zem temperatr
molekulm ir pieejami tikai nedaudzi enerijas stvoki (pie T=0
pieejams tikai zemkais lmenis), un tpc tam paam siltuma daudzumam
bs lielka ietekme uz nesakrtotbas pieaugumu, glui k nelielam
troksntim, kas labi sadzirdams un traucjos klus bibliotk.
Tpc entropijas maia, noteiktam siltuma daudzumam prejot uz
aukstu ermeni, bs lielka, nek tam paam siltuma daudzumam prejot uz
karstu ermeni.
No teikt izriet, ka entropijas maiai vajadztu bt apgriezti
proporcionlai temperatras lielumam, pie kura notiek siltuma
maia.
Saska ar izteiksmi
EMBED Equation.3
T
dq
dS
apgr
=
, ja prnesto siltumu izsaka doulos un temperatru kelvinos,
entropijas mrvienba ir
K
J
. Molro entropiju iegst, entropiju attiecinot uz vielas
daudzumu, un tad to izsaka
mol
K
J
. Ts ir mrvienbas, kds izsaka gzu konstanti R un
siltumietilpbu.
Piemrs. Entropijas maias aprinana idelas gzes izpleans
procesam.
Entropijas defincijas izteiksmi dS = dqapgr/T var lietot
entropijas maias izteikanai apkrtj vid Sapk.. Ja uz apkrtjo vidi
prnes bezgalgi mazu siltuma daudzumu qapk. un ja apkrtni uzskata
par rezervuru ar konstantu tilpumu, tad pievadto siltumu var saistt
ar iekjs enerijas maiu dUapk. T ir stvoka funkcija un dUapk. ir
noteiktais diferencilis. Tas nozm, ka dUapk. nav atkargs no cea, kd
ir notikusi prvrtba, un pat nav atkarga no t, vai process ir
apgriezenisks vai neapgriezenisks. Tas pats attiecas uz lielumu
dqapk., ar kuru ir vienda dUapk.
Td, balstoties uz entropijas defincijas izteiksmi, var rakstt,
ka:
.
.
.
.,
apk
apk
apk
apgr
apk
apk
T
dq
T
dq
dS
=
=
T k apkrtnes temperatra ir konstanta, izmrmm prvrtbm
.
.
apk
apk
T
q
S
=
D
(a)
Tas nozm, ka, neraugoties uz to, k sistm ir notikuas prvrtbas,
entropijas maiu apkrtn var noteikt, dalot prnesto siltumu ar
temperatru, pie kdas ir notikusi prnese. Izteiksme (a) auj viegli
aprint entropijas izmaias apkrtn, kas pavada jebkuru procesu.
Piemram, adiabtisks prvrtbs
qapgr.= 0, tpc Sapk .= 0
Pdj sakarba ir spk jebkurm prvrtbm apgriezeniskm un
neapgriezeniskm pie nosacjuma, ka apkrtn neveidojas lokli sakarsti
iecirki. Ja di lokaliztas enerijas iecirki veidojas, tie var
izkliedties patvagi, radot vl vairk entropijas. Eksotermiskas
reakcijas rezultt entropija pieaug.
Entropija ir stvoka funkcija. Tagad nepiecieams pierdt, ka t ir
izmantojama prvrtbu patvaguma noteikanai, kas nozm, ka Skop. 0
jebkurai patvagai prvrtbai. Jo vairk kd reakcij pieaug entropija,
jo reakcija ir patvagka.
4.8. Entropijas izmaias aprinana miskai reakcijai
Entropijas izmaia reakcijas rezultt ir atkarga no reajoo vielu
rakstura. No saretkm vielm rodoties vienkrkm vielm, haoss pieaug S
> 0. Ja no vienkrkm vielm rodas saretkas, tad entropija samazins
S < 0, jo pieaug sistmas sakrtotba. Entropijas izmaias virziens
ir acmredzams sadalans vai sintzes reakcijm. Prjm reakcijm
entropijas izmaias ir novrtjamas pc aprinu rezulttiem, kas dod
iespju izdart secinjumus par reakcijas iespjambu un ldzsvara
stvokli.
Entropijas izmaiu reakcijai aprina ldzgi k entalpijas izmaiu pc
Hesa likuma. Entropijas standartizmaiu reakcijai atrod, no
reakcijas produktu standartentropijas summas atemot izejvielu
standartentropiju summu, emot vr reakcijas stehiometriskos
koeficientus. Vielu entropiju vrtbas standartapstkos ir atrodamas
tabuls.
Soreakcijas = Soprod.. - Soizejv. (11)
Procesa patvagums ir nosakms pc diviem kritrijiem: H un S.
Daudzos gadjumos ie kritriji darbojas viens otram pret. Ir iespjams
atrast universlku kritriju, kas apvienotu abus iepriekjos. Tpc
nonkam pie sistmas iekjs enerijas, kas sastv no:
sistmas brvs enerijas F,
un reizinjuma TS, kas ir sistmas saistt enerija (izkliedt, zaudt
enerija):
U = F + TS (12)
Sistmas entropijai konstanta spiediena apstkos ir jpieaug, ja ts
entalpija paliek nemainga (jo notiek entropijas maia apkrtj vid).
Izolt sistm U = const.
No otras puses, sistmas entalpijai ir jsamazins, ja nemains
sistmas entropija, kam ir btiski, lai apkrtnes entropija
pieaugtu.
Izteiksmes (12) abm pusm pieskaita reizinjumu p V:
U + p V = F + p V + TS(13)
U + p V = H , (5) F + p V = G(14)
H = G + TS (15)
Ts var izteikt vienkrk, ievieot divus jaunus termodinamiskos
lielumus Helmholca eneriju F:
(F ir sistmas brv enerija konstant tlpum)F = U TS (16)V=
const
un Gibsa eneriju G:
G = H - TS(17)p = const
(G ir sistmas brv enerija konstant spiedien)
H = G + TS (15)
Goreakc. = Ho - TSo
(18)
Ja sistmas stvoklis mains konstant temperatr, abas funkcijas
mains d veid:
a)
TdS
dU
dF
-
=
(19)un b)
TdS
dH
dG
-
=
(20)
Ja ievro, ka:
.)
(
const
V
dU
TdS
=
un
.),
(
const
p
dH
TdS
=
iegst prvrtbu kritriju:
dFT,V0 un dGT,p 0
s neviendbas ir svargkie secinjumi, kas mij ir ienkui no
termodinamikas.
Sistma patvagi prvras tad, ja palielins kopj sistmas un apkrtnes
entropija, un nevis td, ka t tiecas uz zemku iekjo eneriju.
Ja sistma ir izolta no apkrtjs vides, tad ts iekj enerija U =
const. Katrs patvags process noriss, izmantojot sistmas brvo
eneriju F. T k abu enerijas veidu summa ir konstanta, saistts
enerijas daudzums TS attiecgi palielinsies.
Gibsa eneriju (brvo eneriju) mij lieto biek nek Helmholca
eneriju, jo, piemram, veicot miskus eksperimentus, vairk interesjas
par prvrtbm konstant spiedien nek konstant tilpum. Kritrijs dGT,p 0
saistts ar jebkuru misku novrojumu pie T = const., p = const. misks
reakcijas ir patvagas virzien uz Gibsa enerijas samazinanos. Td, ja
nepiecieams zint, vai reakcija ir patvaga, tad, nosakot Gibsa
enerijas maiu, T un p jbt nemaingiem.
Ja, notiekot reakcijai, G samazins, tad tas nozm, ka reaentiem
piemt patvaga tendence prvrsties par produktiem. Ja G palielins,
patvaga kst apgriezt reakcija.
Patvagu endotermisku reakciju pastvana norda uz G lomu. ds
reakcijs H pieaug un sistma patvagi priet uz stvokli ar augstku
entalpiju un dH > 0.
T k reakcija ir patvaga, ts dG < 0, neraugoties uz to, ka dH
> 0. Tas norda, ka sistmas entropija palielins tik liel mr, jo
TdS ir tik stipri pozitvs, ka prsver lielumu dH izteiksm
dG = dH TdS (21).
Endotermisko reakciju norisi nosaka sistmas entropijas pieaugums
un entropijas maia prsniedz entropijas samazinanos apkrtn, jo
siltums sistm ieplst no apkrtnes nemaing spiedien:
T
dH
dS
apk
-
=
.
(22)
Piemrs:
Cik daudz enerijas muskuu un nervu darbbai var iegt no 1 mola
glikozes standartapstkos 37o C temperatr? Reakcijas
standartentropija ir + 182,4
mol
K
J
Metode:
Gibsa standartenerijas maia rGo. Lai to aprintu, var neievrot
entalpijas atkarbu no temperatras, atrast rokasgrmat rHo un
ievietot sakarb
rGo =rHo TrSo lielumu rHo = -2808 kJ/mol.
rGo = -2808 103 J/mol (310 K) (182,4
mol
K
J
) = - 2865 kJ/mol.
Tas nozm, ka, sadegot 1 molam glikozes, var iegt ldz 2865 kJ
neizpleans darba.
Komentrs:
Cilvkam, kura masa ir 70 kg, vajag veikt 2,1 kJ darba, lai
vertikli uzkptu 3 m augstum. da darba veikanai vajag vismaz 0,13 g
glikozes (praktiski daudz vairk).
4.9. Gibsa (molr) standartenerija
Reakcijas standartentalpiju un standartentropiju var apvienot,
iegstot Gibsa standarteneriju Go
Goreakc = Ho - T So(18)
Reakcijas Gibsa standartenerija ir starpba starp produktu un
reaentu (molrajm) Gibsa standartenerijm to standartstvokl pie
noteiktas temperatras notiekoai reakcijai.
Elementu pamatstvoklis jau ir defints. Elementu raans Gibsa
standartenerijas ir viendas ar nulli.
Izteiksmes apriniem ir das: Goreakc. = Ho - TSo(18)
Goreakc = Gora. prod. Gora. izejv. (23)
T k Ho un So var bt gan pozitvi, gan negatvi lielumi, iespjami 4
reakcijas norises varianti (Goreakc. = Ho - T So):
1. variants. Eksotermiska sadalans reakcija ir patvaga jebkuros
apstkos.
Ho < O un So >O
Ja Ho < O, reakcij siltums tiek izdalts uz entalpijas
samazinans rina. Ja So > O, reakcij saretka molekula sadals
vienkrks, haoss sistm pieaug. Goreakc var bt tikai negatvs, jo Ho
< O, bet T So ir ar mnusa zmi. ds reakcijs Goreakc < O
jebkuros apstkos.
2. variants. Eksotermiska sintzes reakcija ir patvaga zems
temperatrs.
Ho < O un So < O
So < O, jo, vienkrkm molekulm savienojoties saretks molekuls,
haoss sistm samazins.
Ja Ho < O, reakcij siltums tiek izdalts uz entalpijas
samazinans rina. Goreakc izteiksm pirmais loceklis ir negatvs Ho
< O, bet negatvais reizinjums T So ir ar mnusa zmi. Rezultt ir
iegts pozitvs lielums. ds reakcijs Goreakc < O, ja negatvais
saskaitmais (H) pc modua bs lielks par pozitvo |Ho| > |T
So|.
3. variants. Endotermiska sadalans reakcija ir patvaga augst
temperatr.
Ho > O un So > O
Ja Ho > O, reakcij siltums tiek uzemts uz entalpijas
pieauganas rina. Ja So > O, reakcij saretka molekula sadals
vienkrks. Goreakc izteiksm pirmais loceklis ir pozitvs Ho > O,
bet reizinjums T So, emot vr mnusa zmi, ir negatvs. ds reakcijs
Goreakc < O, ja negatvais saskaitmais (TSo) pc modua bs lielks
par pozitvo |Ho| < |T So|.
3000 oC visas molekulas sadals atomos, piemram, atomu
absorbciometros.
4. variants. Endotermiska sintzes reakcija ir termodinamiski
aizliegta.
Ho > O un So < O
Reakcij siltums tiek uzemts Ho > O, un norisins saretku vielu
sintze no vienkrkm. aj gadjum Goreakc izteiksm abi lielumi ir
pozitvi un Goreakc > O.
Ja tie reakcija ir patvaga jebkur temperatr, tad ts pretreakcija
ir termodinamiski aizliegta.
Dzvs nas eksistencei nepiecieamo eneriju iegst:
fototrofs nas - no gaismas;
hemotrofs nas - no miskiem savienojumiem, to skait heterotrofs
nas no organiskiem savienojumiem (oksidjot prtikas produktus).
Heterotrofs nas iegto eneriju prveido miskaj enerij pateicoties
ATF (adenozntrifosfta) sintzei. is savienojums pilda enerijas
akumulatora funkciju, jo hidrolzes rezultt (iedarbojoties ar deni)
veidojas adenozndifosfts, fosforskbe un izdals enerija. Tpc ATF ir
makroeriskais savienojums, bet hidrolzes rezultt sarauto P O P
saiti sauc par makroerisko saiti. ATF + H2O ADF + P
G0 = -30,5 kJ/mol
ATF + 2H2O ADF + P +P
G0 = -61,0 kJ/mol
K zinms, jebkuras saites (ar makroerisks) sarauanai ir
nepiecieama enerija. ATF hidrolz bez saites sarauanas, kurai G >
0, notiek ar hidratcijas, izomerizcijas un hidrolzes produktu
neitralizcijas process. o procesu summr Gibsa enerija ir negatva.
Ttad makroerisks ir nevis pats saites sarauanas process, bet gan
hidrolzes procesa enertiskais rezultts.
Adenozntrifosfts ns darbojas k starpprodukts, kas nodroina ar
eneriju dzvbas procesus: vielu sintzi, muskuu darbu, vielu prnesi
caur membrnu pretji koncentrcijas gradientam, informcijas nodoanu.
Lai s reakcijas (kurs notiek enerijas patrana) btu iespjamas, tm
jnorit sajgti ar reakcijm, kurs enerija izdals. Tdi procesi ir
iespjami, ja tiem ir kopjs starpsavienojums un visu starpstadiju
summr Gibsa enerija ir negatva.
Vienlaicgi ar ATF, dzvos organismos ir vl efektvki fosforiltie
makroeriskie savienojumi, kuru hidrolzes rezultt izdals enerija,
piemram, kreatnfosftam G0 = -43,1 kJ/mol,
3-fosfoglicerilfosftam G0 = -49,4 kJ/mol, fosfoenolpiruvtam G0 =
-61,9 kJ/mol.
Td veid fosforiltie savienojumu kalpo organism par enerijas
avotu, iedarbojoties ar biosubstrtu (ieskaitot deni) un izdaloties
enerijai.
4.10. Treais termodinamikas likums
Absoltaj null (T=0) jebkda termisk kustba beidzas un veidojas
idels kristls, kur atomi vai joni atrodas regulr izkrtojum. Ja nav
telpisks nesakrtotbas un termisks kustbas, juzskata, ka dai vielai
entropija ir 0. ds secinjums atbilst entropijas molekulrajai
interpretcijai, jo S = 0, ja ir tikai viens ce, kas izkrto
molekulas. Ja jebkura elementa t stabilkaj stvokl temperatr T =0
entropija ir 0, tad jebkurai vielai ir pozitva entropija, kas
temperatr T = 0 kst par nulli, kas kst par nulli vism ideli
kristliskm vielm, ieskaitot savienojumus. Jpiezm, ka nekristlisks
idels stvoklis, k He superplstambas stvokl, ar iekaujas aj
formuljum. III termodinamikas likums neapgalvo, ka entropijas ir 0
temperatr T = 0. Taj izteikta patiesba, ka vism idelm vielm ir
vienda entropija d temperatr. Molekulr entropijas interpretcija
nozm, ka S = 0, ja T = 0.
Tre termodinamikas likuma entropijas
Izvle S(0) = 0 tagad tiks izmantota tlk. Uz das izvles pamata
defintas entropijas sauc par III likuma entropijm, vai biek par
standartentropijm. Ja viela ir sav standartstvokl temperatr T, ts
standartentropiju apzm ar S0(T), kuru daas vrtbas atrodamas tabul.
Reakcijas standartentropiju defin ldzgi k reakcijas
standartentalpiju t ir starpba starp tru atdaltu produktu (molrajm)
entropijm un tru, atdaltu reaentu (molrajm) entropijm, vism vielm
atrodoties standartstvokl noteikt temperatr:
0
0
0
m
iejvielas
m
produkti
m
r
S
S
S
n
n
-
=
D
;
)
(
0
0
i
S
S
m
i
i
r
=
D
n
aj izteiksm katrs lielums reizints ar atbilstoo stehiometrisko
koeficientu .
Zemu temperatru sasniegana
Pasaules rekords zemks temperatras sasniegan ir ap 20 nK (2010-9
K). Gzes var atdzest, izmantojot Doula-Tomsona izpleanos zemk par
to inversijas temperatru. Temperatru 4K var sasniegt, iztvaicjot
idru hliju (Tv= 4K), to sknjot cauri liela diametra caurulm. di var
sasniegt ap 1K. Zemks temperatrs par 1K He ir prk negaistos, lai ds
process btu efektvs, turklt superflud fze sk trauct atdzesanas
procesam. Entropija ir pamatlielums, kas auj noteikt dabisko
prvrtbu virzienu, bet, lai to lietotu, jnovrt prmaias gan sistm,
gan apkrtj vid. Entropijas maiu apkrtn nav grti aprint, bet samr
vienkri to `var emt vr automtiski. da pieeja fokus uzmanbu uz
sistmu un atvieglo entropijas maias analzi. Turklt t kalpo par
pamatu visiem misks termodinamikas pielietojumiem, kurus vlk
izmantosim.
4.11. miskais potencils
G skaitlisk vrtba raksturo reakcijas iespjambu un starpbu starp
Gproduktiem un Gizejvielm: Greakcijas = Gproduktiem - Gizejvielm.
Reakcija ir iespjama, ja Greakcijas < 0. Reakcija ir
termodinamiski aizliegta, ja Greakcijas 0 (pozitvs lielums). Lai
reakcijas iespjambu vartu novrtt, lieto jdzienu miskais potencils,
kuru izmanto ldzsvara aprakst.
Vielas miskais potencils rda, cik lielu sistmas brvs enerijas
izmaiu rada dots vielas daudzuma izmaia par 1 molu. Vielas A
miskais potencils ir sistmas Gibsa enerijas atvasinjums pc dots
vielas molu skaita sistm:
A =
A
n
G
(24)
A ir vielas miskais potencils
nA ir vielas A molu skaits sistm
Vienkrot veid var uzrakstt, ka A
A
n
G
D
D
(25)
A
n
D
ir vielas A molu skaita izmaia sistm
G ir Gibsa enerijas izmaia, ko rada vielas A molu skaita
izmaia.
Ja vielas brvs enerijas krjums ir liels (liela ts tieksme
prvrsties), tad t ienes btisku ieguldjumu sistmas kopj brvaj enerij
un ts miskais potencils ir liels.
misk potencila jdziens auj saprast, kd daa reakciju norisins ldz
galam, bet cits iestjas miskais ldzsvars.
A = GoA + R T ln(XA)(26)
XA ir vielas A moldaa:
XA =
O
H
A
A
n
n
n
2
+
A
n
ir vielas A molu skaits;
O
H
n
2
ir dens molu skaits;
A
n
+
O
H
n
2
ir sistmas kopjais molu skaits.
Koncentrcijas, kas izteiktas moldas, nesatur mrvienbas un var
pieemt skaitlisks vrtbas intervl 0 < XA 1 un naturl logaritma
vrtbas intervl - < ln(XA) 0. Tras vielas XA = 1 miskais
potencils ir molr brvs enerijas standartvrtba vienam molam vielas A
= GoA.
Reakcijas noris ldz galam tad, ja (miskais potencils) reakcijas
produktu tieksme prvrsties ir niecga.
Ja reakcijas produktu miskie potencili ir vr emami lielumi, tad
reakcijas ldz galam nenorit, bet iestjas miskais ldzsvars. miskaj
ldzsvar izejvielu misko potencilu summa ir vienda ar reakcijas
produktu misko potencilu summu un Greakcijas = 0.
miskais potencils vienai un tai paai vielai dads vids ir atirgs.
Td misk potencila jdziens auj labk izprast vielas nevienmrgo
sadaljumu heterogns sistms. Heterogns sistms vielas koncentrciju
izmaia notiek tik ilgi, kamr ts miskais potencils viss sistmas das
(fzs) kst viends (koncentrcijas var atirties). Piemram,
mazstoa sls, nonkot kontakt ar deni, izds tik daudz, lai ts
miskais potencils dum ktu viends ar misko potencilu cietaj fz;
ja bioloisk sistm membrnas vien pus viela ir, bet otr pus ts
nav, tad vielas prvietoans caur membrnu turpinsies tik ilgi, ldz s
vielas miskie potencili abs membrnas puss ks viendi.
4.12. I un II termodinamikas likums bioloisks sistms
Bioloisks sistmas ir vajs sistmas, kas ar apkrtjo vidi apmains
gan ar vielu, gan ar eneriju. Dzvo organismu vielmaias rezultt
notiekos enerijas prvrtbas (bioenertika) notiek saska ar I un II
termodinamikas likumu. Dzvie organismi k termodinamisko ptjumu
objekti atiras no tehniskaj un miskaj termodinamik ptmajm sistmm.
Atirgs iezmes:
Dzvie organismi ir vajas sistmas, kas neprtraukti apmains ar rjo
vidi ar vielu un eneriju un kopgi veido membrnu norobeotas
ekosistmu sastvdaas.
II termodinamikas likumu dzvajiem organismiem nevar aplkot
izolti no apkrtjs vides. Entropijas izmaias likums (II
termodinamikas likums) izoltai sistmai nav piemrojams atvrtm
bioloiskm sistmm, kuras atrodas homeostz (stacionr stvokl) vai
attstbas skumposma stadij (jaundzimuie organismi) attiecb pret
apkrtjo vidi.
Visi dzvo organismu ns notiekoie procesi norit ierobeot
temperatru intervl (0oC 42oC) un nemaing spiedien ( p = 101,3kPa),
mainoties tilpumam un koncentrcijai.
Pirm termodinamikas likuma darbbu dzvajs sistms pierdja
A.Lavuazj un P.Laplass 1780. gad. Eksperiment kalorimetriski izmrja
siltuma un CO2 daudzumu, ko izdala jras ccia. Iegtos datus
saldzinja ar siltuma daudzumu, kas izdals, oksidjot barbas vielas
ldz CO2, un konstatja, ka izmrtie siltuma daudzumi ir viendi.
Ar prjos eksperimentos konstatja, ka, bioloiskai sistmai patrjot
1 litru skbeka, izdals 1 litrs CO2 un iegtais siltums ir 21,2 kJ.
Tiei sadedzinot prtikas produktus ldz CO2, izdals tds pats
siltums.
Otrais termodinamikas likums izolts sistms nosaka, ka visi
patvagie procesi norisins taj virzien, kur pieaug sistmas entropija
(S>0) un samazins sistmas brv enerija (G |Si|.
Eksistences laik lielkoties organisma entropija saglabjas gandrz
nemainga (cilvkam no 18 20 gadu vecuma turpmkos gadus ldz nvei) S =
O. To nodroina apkrtjai videi atdot entropijas daudzuma un dzvbas
procesos radus entropijas samazinjuma viendie lielumi: Se = |Si|.
Organisms atrodas stacionr stvokl t pabas ir praktiski nemaingas.
Stacionrais stvoklis homeostze ir formli ldzgs ldzsvara stvoklim,
jo visu vielu koncentrcija dzvm btnm ir praktiski nemainga, tau
abiem stvokiem ir btiskas atirbas [Homeostze viends stvoklis
(lat.)]:
abos gadjumos entropija ir konstanta, tau ldzsvara stvokl tai ir
maksiml vrtba, bet stacionr stvokl ts vrtba tiek uzturta mazka par
maksimlo, jo notiek apmaia ar vidi;
abos gadjumos brvs enerijas (G) daudzums sistm ir konstants, tau
ldzsvara stvokl tas ir minimls, bet stacionr stvokl lielks par
minimlo, jo stacionr stvokl organisms uzem vielas ar lielu brvs
enerijas daudzumu, kas tiek patrts dzvbas procesos, bet atdod videi
vielas ar mazu brvs enerijas daudzumu;
abos gadjumos misks reakcijas noris ar konstantu trumu, tau
ldzsvara stvokl ties un pretreakcijas trums ir viends, bet stacionr
stvokl tieo reakciju trums prsniedz pretreakcijas trumu, nodroinot
dzvbas procesu norisi uz entropijas Se pieauganas rina apkrtj
vid.
Dzvo organismu stacionro stvokli nodroina vielmaias raksturs.
Vielas ar lielu brvs enerijas daudzumu un mazu entropiju tiek
uzemtas, bet vielas ar mazu brvs enerijas daudzumu un lielu
entropiju izdaltas.
Entropijas producanas minimuma princips
Ptot dzvajos organismos noritoos procesus, Onzagers secinja, ka
procesu savstarpj saistba vienmr ir abpusja. Ja viens process ir
atkargs no otra, tad otrais ir td pa mr atkargs no pirm (Onzagera
savstarpjs saistbas princips).
Piemram, ja dzvs btnes organisma elpoanas intensitte ir atkarga
no truma, ar kdu tas veic mehnisku darbu, tad tas nozm, ka trums,
ar kdu var veikt mehnisku darbu, ir tiei tikpat liel mr atkargs no
t elpoanas intensittes. Attiecinot Onzagera savstarpjs saistbas
principu uz entropijas producanas trumu, beu zintnieks I. Prigoins
secinja:
stacionr stvokl entropijas producanas trums dzvaj organism ir
minimls;
ja kda procesa intensittes maias d entropijas producanas trums
dzvaj organism pieaug, tad prjie procesi organism prmains t, lai
entropijas producanas trums atkal ktu minimls.
Prigoina princips btb ir Leatelj principa tlka attstba attiecb
uz neldzsvarotu stacionru stvokli.
4.13. Neitralizcijas reakcijas siltumefekta noteikana
3.laboratorijas darbs
Uzdevums : aprint reakcijas H3O+ + OH- 2 H2O siltumefektu Q.
stipra skbe + stipra bze atbilstos sls dens dums
Darba apraksts: Ar pirm mrcilindra paldzbu ielejiet centrlaj
vrglz 160 mL 0.2 N KOH vai NaOH. Otraj mrcilindr ielejiet 40 mL 1 N
stipras skbes dumu (vai nu HCl, vai HNO3, vai H2SO4).
Atzmjiet protokol masu emtajam bzes daudzumam mbaze un emtajam
skbes daudzumam mskb , pieemot duma blvumu =1 g / mL .
Pc skuma temperatras reistranas pievienojiet otr mrcilindr esoos
40 mL stiprs skbes kolorimetra centrlajai vrglzei, kur jau atrodas
160 mL 0,2 N stipra bze. Novrojam temperatras paaugstinanos
kolorimetra centrlaj vrglz un fiksjam maksimlo - augstko temperatru
tfinal , kas faktiski piemt neitralizans reakcijas gala produktiem.
Tlk izskaito nomrto temperatru starpbu - diferenci t = tfinal -
tinit , kopjo vielas masu m = mbase+ mskb un neitralizans reakcij
izdalto siltuma daudzumu Q =
n
t
m
C
O
H
D
2
= ((((((((((( = kJ/mol, kur CH2O = 4.184 J/(gK) ir t saucam
siltum kapacitte denim, n=nbase=0.2ekv.mol/L0.160L=0.032 ekv.mol ,
kas ir ekvivalent molu skaits reaentiem un tiei bzei OH- , kuras
daudzums ir limitts dotaj eksperiment. Jums ir jiegst teortisko
neitralizans reakcijas siltumefekta vrtbu H reakcijai :H3O++
OH-2H2O, atbilstoi Hesa likumiem. Saldziniet eksperimentli iegto
neitralizans reakcijas siltuma efektu H ar teortiski aprinto H
izmantojot standart entalpijas vrtbas Hviela trs vielm, kuras
piedals reakcij izejviels un produktos: HH3O+=-285.81kJ/K/mol;
HH2O=-286.00kJ/mol; HOH-=-230.00kJ/mol; SH3O+=-3.854J/K/mol;
SH2O=69.956J/K/mol; SOH-=-10.539J/K/mol; GH3O+=-213.275kJ/mol;
GH2O=-237.19 kJ/mol; GOH-=-157kJ/mol
Datu Tabula.
koncentrcija
tilpums (mL)
masa (g)
temperatra
Vielas
(ekv.mol/L)
(; K)
Stipras bzes OH- dums
0.2
160
....... g
.... ...
Stipras skbes H3O+ dums
1
40
....... g
...... .
H3O+ + OH- = 2 H2O produkti
..........
....... g
t =((
Hreakcijas=2HH2O -HH3O+ -HOH-= kJ/mol
Sreakcijas=2SH2O -SH3O+ -SOH-= J/K/mol
Sizkliede= -Hreakcijas/T =Qkopjais/T= J/K/mol
Sneitraliz=Sreakcijas+Sizkliede= J/K/mol
TSneitraliz=kJ / mol saistt TSn zaudt brv enerija Gr ((((
Greakcijas=Hreakcijas-TSreakcijas = kJ/mol_
Greakcijas=2GH2O -GH3O + -GOH-= kJ/mol
Gpretreakcijas = -RTln(Keq) = -8,3144298,15 ln(3.26110-18) =
kJ/mol
Kalorimetrs:
1 rjais trauks,
2 iekjais trauks,
3 maistjs,
4 Bekmana termometrs,
5 piltuve,
6 vks,
7 siltumizoljos paliktnis
12. att. Kalorimetra shma
Secinjumi: (Reakcijas veidi; Hreakcija; Sreakcija; Sizkliede;
Sneitralizacija; Greakcijas; Gpretreakcijas)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Dau termodinamisko lielumu tabula
Vielas formula
Vielas nosaukums
Vielas agregtstvoklis
Ho298
kJ/mol
Go298
kJ/molK
So298
J/molK
Ag
sudrabs
cieta viela
0,0
0,0
42,6
AgNO3
sudraba nitrts
cieta viela
- 124,5
- 33,6
140,9
AgCl
sudraba hlords
cieta viela
- 127,0
- 109,8
96,3
Al
alumnijs
cieta viela
0,0
0,0
28,35
Al3+
alumnija jons
dums
- 530,0
- 490,54
- 301
Al(OH)3
alumnija hidroksds
amorfa viela
- 1277,0
- 1143,0
82,9
C
grafts
cieta viela
0,0
0,0
5,74
C
dimants
cieta viela
1,9
2,8
2,4
CO
ogleka monoksds
gze
- 110,5
- 137,1
197,4
CO2
ogleka dioksds
gze
- 393,5
- 393,5
213,6
C2H5OH
etanols
idra viela
- 278
- 175
161
Ca
kalcijs
cieta viela
0,0
0,0
41,63
Ca2+
kalcija jons
dums
- 543,20
- 556,43
- 53,2
CaCl2
kalcija hlords
cieta viela
- 795,4
- 750,2
113,8
CaCl2
kalcija hlords
dums
- 877,30
- 816,59
59,9
Cl-
hlora jons
dums
- 167,22
- 131,35
56,56
Cl2
hlors
gze
0,0
0,0
223,13
H2
deradis
gze
0,0
0,0
130,6
H2O
dens
idra viela
- 286,0
- 237,19
69,956
H2O
dens
gze
- 241,84
- 288,6
188,4
H3O+
hidroksonija jons
dums
- 285,81
- 213.275
- 3.854
OH-
hidroksda jons
dums
- 230,0
- 157
- 10,539
K
klijs
cieta viela
0,0
0,0
71,45
K+
klija jons
dums
- 252,42
- 282,71
100,99
KCl
klija hlords
cieta viela
- 436,85
- 409,05
82,61
N2
slpeklis
gze
0,0
0,0
191,5
NO2
slpeka dioksds
gze
33,0
51,5
240,2
NO
slpeka monoksds
gze
90,3
86,6
210,6
N2O
dislpeka oksds
gze
82,0
104,1
219,9
N2O3
dislpeka trioksds
idrums
83,3
140,6
307,3
N2O4
dislpeka dioksds
gze
9,6
98,01
304,0
N2O5
dislpeka pentoksds
cieta viela
-43,1
113,9
178,2
HNO3
slpekskbe
idra viela
- 174,1
- 80,8
155,6
NH3
amonjaks
gze
- 46,2
- 16,6
192,5
O2
skbeklis
gze
0,0
0,0
205,03
O3
ozons
gze
142,3
163,7
238,8
7. tab.
5. miskais ldzsvars
5.1. Apgriezeniskas un neapgriezeniskas reakcijas
Par apgriezeniskiem sauc tdus termodinamiskos procesus, kuros
sistmas atgrieanai izejas stvokl nav jpatr enerija. Apgriezenisk
proces enerija neizkliedjas siltuma veid. Ja apgriezeniska reakcija
notiek izolt sistm, tad entropija nemains.
ajos procesos ir neliels brvs (Gibsa) enerijas samazinjums (G).
Veidojoties izejvielu un produktu maisjumam saska ar misk potencila
izteiksmi A = GoA + R T ln(XA)(26)
Zinot, ka A ir vielas miskais potencils un
A
n
D
ir vielas A molu skaita izmaia sistm
Vienkrot veid var uzrakstt, ka A
A
n
G
D
D
(25)
G ir Gibsa enerijas izmaia, ko rada vielas A molu skaita
izmaia.
A = GoA + R T ln
b
B
a
A
d
D
c
C
X
X
X
X
= 0, jo 1 = XC + XD+ XA+ XB
Par neapgriezeniskiem sauc tdus termodinamiskos procesus, kuros
sistmas atgrieana izejas stvokl ir iespjama tikai, patrjot eneriju.
Neapgriezeniskos procesos daa enerijas prvras siltum un, jo lielka
ir daa, jo neapgriezeniskks ir dotais process. ie procesi notiek ar
lielu brvs enerijas (G) samazinjumu. Ja neapgriezeniska reakcija
notiek izolt sistm, tad entropija vienmr palielins.
Apgriezeniskas reakcijas nenorisins ldz galam. Izejvielas izrea
ldz noteiktai robeai. Pc s robeas sasnieganas reakcija turpins, tau
ties reakcijas trums ir viends ar pretreakcijas trumu (12. att.).
Pretreakcijas trums skuma moment ir nulle. Tikldz ties reakcijas
rezultt pards reakcijas produkti, pretreakcijas trums sk
palielinties, ldz abu reakciju trumi kst viendi iestjas miskais
ldzsvars (v1 = v2). Dzvbu uzturoo reakciju neapgriezeniskumam ir
iziroa nozme metabolisks prvrtbs, jo nodroina bioloisko sistmu
neprtrauktu attstbu laik nodroina dzvbu.
D
+
D
-
+
=
sk
sk
sk
sals
sk
n
n
n
n
pK
pH
log
1
13. att. Ties un pretreakcijas trums
v1 ties reakcijas trums; v2 pretreakcijas trums
Reajot homognm izejvielm A un B, iegst reakcijas produktus M un
N (a, b, m, n reajoo vielu koeficienti).
izejvielas produkti
aA + bB mM + nN
5.2. Aktvo / darbgo masu likums
Reakcijas trums ir proporcionls reajoo vielu koncentrcijm, kas
emtas tds pakps, kdi ir m vielm atbilstoie koeficienti reakcijas
viendojum.
Ties reakcijas trums v1 = k1 [A]a [B]b (28) pakpeniski
samazinsies, jo reakcijas gait izejvielu [A] un [B] koncentrcijas
pazeminsies. Turpretim atbilstos pretreakcijas trums v2 = k2 [M]m
[N]n (29) pieaugs, jo palielinsies reakcijas produktu [M] un [N]
koncentrcija. Ties reakcijas trumam samazinoties un pretreakcijas
trumam pieaugot, pienk brdis tldzsvara, kad abi trumi kst
viendi
(v ldzsvara) iestjas miskais ldzsvars. Ldzsvara stvokl vielu
koncentrcijas ir nemaingas, ja nenotiek iejaukans no rpuses.
Ja ir viendi trumi v1 = v2, tad ar viendojumi k1 [A]a [B]b = k2
[M]m [N]n ir viendi.
Izteiksmes (28) un (29) ir aktvo/darbgo masu likuma matemtisks
izpausmes misks reakcijas trumam.
Ties reakcijas un pretreakcijas truma konstantes ir konstanti
lielumi, ttad to daljums ar ir konstants lielums, ko apzm ar K un
sauc par reakcijas ldzsvara konstanti. Ldzsvar eso sistm nevar
izmaint tikai vienas vielas koncentrciju, neizmainoties ldzi vism
prjm. Iegt izteiksme (30) ir aktvo/darbgo masu likuma matemtisk
izpausme miskajam ldzsvaram. Reakcijas truma konstantes apzm ar
2
1
k
k
.
K =
[
]
[
]
izejvielas
produkti
=
2
1
k
k
EMBED Equation.3
=
=
b
a
n
m
B
A
N
M
k
k
]
[
]
[
]
[
]
[
2
1
K(30)
5.3. Heterognais ldzsvars
Reakcija ir heterogna, ja reajos vielas ir dados
agregtstvokos.
Ja miskaj reakcij piedalos vielas ir dads fzs, tad ldzsvara
konstantes izteiksm raksta tikai to reaentu koncentrcijas (vai
parcilos spiedienus), kas btiski mains reakcijas gait. Cietas
vielas koncentrciju ldzsvara konstantes izteiksm neraksta, jo
cietas vielas koncentrcija ir nemaings lielums un ir ietverts pa
konstant, vai tras vielas moldaa Xtra viela= 1.
misks reakcijas ldzsvara izteiksmes piemri:
2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) K =
]
[
]
[
]
[
2
2
2
2
3
O
SO
SO
; vai K =
2
2
3
2
2
O
SO
SO
p
p
p
2C(amorf.) + O2 (g) 2CO(g) K =
]
[
]
[
2
2
O
CO
; nevis K =
]
[
]
[
]
[
2
2
2
O
C
CO
Mazstou vielu anas ldzsvars: cieta viela dums.
Heterogn ldzsvara gadjum k mazstoas vielas, kas piedals miskaj
reakcij, ir vielas, kuras parasti sauc par nestom. Katrai vielai,
nonkot dintj, skas anas process, kas vienlaicgi izraisa pretjo
izgulsnans procesu. Darbgo/aktvo masu likums piemrojams ar
heterognai sistmai mazstoa savienojuma piestintam dumam, kas
atrodas ldzsvar ar cieto fzi. Ldzsvara stvokl dum priet tikpat
daudz jonu, cik no jauna izkrt nogulsns. Ja mazstoi savienojumi
(mazstoi si, hidroksdi) AmBn sadals katjonos An+ un anjonos Bm-,
tad starp cieto fzi un dumu iestjas ldzsvarsAmBn mAn+ + nBm-,
ko raksturo ar ldzsvara konstanti K =
]
[
]
[
]
[
n
m
n
m
m
n
B
A
B
A
-
+
T k cietas tras vielas moldaa ir 1 un koncentrcija ir 1
XAmBn = 1 = [AmBn],
tad anas ldzsvara konstante ir vienda ar dbas konstanti.
K = [An+]m [Bm-]n
anas ldzsvara konstantes jeb K ir konstants lielums. Tas nozm,
ka nav iespjams maint viena jona koncentrciju, nemainot otra jona
koncentrciju.
(Mazstoa savienojuma dums ir oti ataidts, tpc jonu aktivittes
var pieldzint to koncentrcijm). dbas konstante raksturo vielas dbu:
jo lielks K, jo lielka dba (skat. 8.tabulu).
Savienojums
K
pK = -lg K
AgCl
1,7810-10
9,75
AgBr
5,310-13
12,28
AgI
8,310-17
16,08
8. tab.
dbas konstantes skaitlisko vrtbu nav grti atrast, ja zinma
attiecg savienojuma dba. Piemram, kalcija sulfta CaSO4 dba 20oC ir
1,510-2 mol/L. Tas nozm, ka piestint dum katra jona Ca2+ un SO42-
koncentrcija ir 1,510-2 mol/L. Sls dbas reizinjums K CaSO4 = [Ca2+]
[SO42-] = (1,510-2)2 = 2,2510-4
Iegtais aprins nav pilngi preczs, jo nav emta vr starp joniem
darbojoos elektrostatisko spku ietekme uz elektrolta dbu. Preczkos
aprinos koncentrciju viet jem aktivittes.
misko ldzsvaru ietekmjoie faktori
Apgriezenisks reakcijs ldzsvars saglabjas ldz brdim, kad tiek
mainti rjie apstki:
C vielu koncentrcija,
T temperatra,
P spiediens
Leatelj princips
Ja no rpuses iedarbojas uz ldzsvar esoo sistmu, mainot ldzsvara
nosacjumus (vielu koncentrciju, temperatru, spiedienu u.c.), tad
sistm notiekoie procesi nobda ldzsvaru t, lai mazintu rjs iedarbbas
efektu.
Palielinot kdas reajos vielas koncentrciju C, miskais ldzsvars
nobds ts reakcijas virzien, kur viela tiek izlietota. Pazeminot
temperatru T, miskais ldzsvars nobds eksotermiskas reakcijas
virzien, kur izdals siltums Q, bet, paaugstinot temperatru T,
miskais ldzsvars nobds endotermiskas reakcijas virzien. Spiediena P
palielinana novirzs misko ldzsvaru ts reakcijas virzien, kur
veidojas mazks skaits gzveida molekulu.
5.4. Gibsa enerija k misk ldzsvara kritrijs
aA + bB mM + nN
miskais ldzsvars reakcij iestjas tad, kad izejvielu misko
potencilu summa ir vienda ar reakcijas produktu misko potencilu
summu. dos apstkos sistmas kopjais Gibsa enerijas daudzums ir
minimls. Ja prvrans turpintos uz reakcijas produktu pusi, sistmas
brv enerija G palielintos uz reakcijas produktu misko potencilu
pieauganas rina. Ja reakcija norittu pretj virzien G pieaugtu uz
izejvielu misko potencilu pieauganas rina. Ldzsvara stvokl sistmas
brv enerija ir minimla.
aA + bB mM + nN
Ievrojot izteiksmi (26), - G = R T ln
B
b
A
a
N
n
M
m
X
X
X
X
= R T ln(Kx) moldas, ja p = const
Gibsa enerijas izmaias miskaj reakcij
K pardts 13. attl, skuma moment sistm esom izejvielm A un B
raksturga liela Gibsa enerija G1 (brv enerija) un zema entropija
S1. Patvagi reajot izejvielm A un B, samazins Gibsa enerija G1 un
palielins entropija S1. Reakcijas gait samazins izejvielu A un B
koncentrcija un palielins produktu M un N koncentrcija, ldz iestjas
ldzsvars. Rodas maisjums, kas satur gan izejvielas, gan reakcijas
produktus. Tds pats vielu sastvs iegstams, ja sistm ir tikai
reakcijas produkti M un N ar Gibsa eneriju G2.
Ja reakcija norit produktu M un N virzien, tad G2 < G1, bet
Gibsa enerija G2 lielka par Gibsa eneriju G0 ldzsvara stvoklim. Tpc
produktu M un N savstarpj mijiedarbba norits ar Gibsa enerijas
samazinanos, ldz t sasniegs savu minimlo vrtbu Go ldzsvara stvokl.
Entropija sasniedz maksimlo vrtbu.
buf
sk
sk
V
pH
n
1
D
D
=
b
Ir izvests viendojums, kas auj aprint ldzsvara konstantes vrtbu
K, ja zinma Gibsa enerijas standartizmaia reakcij:
Go = -RTlnK(33)K = e Go /RT (32)
Go Gibsa enerijas standartizmaia (Gibsa enerijas izmaia reakcij,
ja izejvielu un reakcijas produktu koncentrcija ir 1mol/L).
R universl gzu konstante
T temperatra
sk
sk
sk
V
c
n
=
D
D
-
D
+
+
=
b
sk
b
sals
sk
n
n
n
n
pK
pH
log
2
Dotaj zmjum shematiski pardta ldzsvara reakcija, kur ldzsvars
iestjies, izejvielm liel mr prvroties reakcijas produktos. Tieai
reakcijai aprintais Go < 0. Rezultt viendojuma K = e Go /RT
kpintjs pie bzes e ir pozitvs lielums. Ttad K>>1. Tas nozm,
ka saska ar viendojumu K=
b
a
n
m
B
A
N
M
]
[
]
[
]
[
]
[
ldzsvars iestsies tad, kad produktu M un N koncentrciju
reizinjums bs daudz lielks par izejvielu A un B koncentrciju
reizinjumu. Reakcijas ldzsvars novirzts uz reakcijas produktu pusi
liela prvrans pakpe.
Gibsa enerijas izmaia, ja Go < 0
14. att.
b
b
b
V
c
n
=
D
buf
b
b
V
pH
n
2
D
D
=
b
t
S
]
[
v
D
+
=
Dotaj zmjum shematiski pardta ldzsvara reakcija, kur ldzsvars
iestjies reakcijas produktiem liel mr prvroties izejviels. Tieai
reakcijai aprintais Go > 0. Rezultt viendojuma K = e Go /RT
kpintjs pie bzes e ir negatvs lielums. Ttad K 0, izotoniskais
koeficients m i > 1, un daiu koncentrcija dum ir lielka nek
izdus vielas koncentrcija. Zinot, ka jebkuras vielas 1 mols satur
6,02 1023 molekulu (Avogadro skaitlis), varam secint, ka
neelektroltam daiu skaits dum nemainsies. Izdinot 1 molu
elektrolta, disocicijas d daiu skaits pieaugs un ks viends ar 6,02
1023 i.
7.1. Piestinta tvaika spiediens
Iztvaikoana un kondenscija. Pc molekulri kintisks teorijas duma
(tra dintja) molekulas kustas haotisk siltuma kustb. duma virspus
daai molekulu ir tik liels kustbas trums gzes fzes virzien, ka ts
spj prvart starpmolekulros spkus un izskriet r no idruma, t.i.,
priet no idrs fzes gzes fz. Tpc virs idruma arvien ir tvaiks.
Procesu, kur molekulas priet no idrs fzes gzes fz, sauc par
iztvaikoanu. Ja idrums atrodas slgt trauk, tad daa no tvaika
molekulm nonk atpaka idrum, t.i., priet no tvaika fzes idr fz.
Procesu, kur molekulas priet no tvaika fzes idr fz, sauc par
kondensciju. Tas ir iztvaikoanai pretjs process. Tikldz
iztvaikoanas un kondenscijas trumi kst viendi, iestjas
ldzsvars.
dintja tvaika spiedienu virs duma ldzsvara stvokl sauc par
dintja piestinta tvaika spiedienu po.
Ja tra dintja viet ir kdas negaistoas vielas dums, tad uz
virsmas notiek tie pai procesi, bet atiras ldzsvara stvoklis.
duma virskrt bez dintja molekulm atrodas ar izdus vielas daias
(molekulas vai joni). Rezultt vien un taj pa temperatr dintja
molekulu skaits duma virskrt ir mazks, td piestinta tvaika
spiediens p virs duma ir mazks nek dintja piestinta tvaika
spiediens po virs tra dintja. o sakarbu kvantitatvi apraksta I
Raula likums: dintja piestinta tvaika spiediena relatvais
pazeminjums virs duma saldzinjum ar tru dintju ir viends ar izdus
vielas moldau dum.
Matemtisk likuma izteiksme X =
0
0
p
p
p
-
0
0
p
p
p
-
ir dintja piestinta tvaika spiediena relatvais pazeminjums;
X ir izdus vielas moldaa, ko aprina, zinot izdus vielas molu
skaitu nv un dintja molu skaitu no.
Jo vairk izdints vielas daiu saturs dums, jo lielks bs piestinta
tvaika spiediena pazeminjums. Elektroltu dumos dintja piestinta
tvaika spiediens ir i reizes lielks, nek tdas paas koncentrcijas
neelektrolta dum.
iX =
0
0
0
p
p
p
p
p
i
i
D
=
-
7.2. duma sasalanas un viranas temperatra
Vism trm vielm raksturgas stingri noteiktas temperatras, kds s
vielas priet no viena agregtstvoka otr viranas temperatra, kuanas
jeb kristalizcijas temperatra. dens norml atmosfras spiedien (1 atm
= 101,3 kPa = 760 mm Hg) sasalst 0oC (273,15 K) temperatr, bet vrs
100oC (373,15 K) temperatr.
Citdi ir ar dumiem. Izduas vielas kltbtne paaugstina dintja
viranas temperatru un pazemina t sasalanas temperatru. Jo
koncentrtks ir dums, jo lielka ir temperatras starpba.
duma un tra dintja viranas temperatras starpbu sauc par duma
viranas temperatras paaugstinjumu Tvir. duma un tra dintja
sasalanas temperatras starpbu sauc par duma sasalanas temperatras
pazeminjumu Tsasal. Apzmjot duma viranas un sasalanas temperatras
ar T'vir un T'sasal, bet tram dintjam ar Tvir un Tsasal, iegst das
sakarbas: Tvir = T'vir - Tvir un Tsasal = T'sasal - Tsasal.
Katra duma vrans skas td temperatr, kur duma piestinta tvaika
spiediens sasniedzis rj spiediena lielumu. Piemram, dens 101,3 kPa
spiedien vrs 100oC temperatr tpc, ka, sasniedzot o temperatru, dens
tvaika spiediens ir 101,3 kPa. Ja den izdina kdu negaistou vielu,
tad dens tvaika spiediens pazemins. Lai paaugstintu iegt duma
tvaika spiedienu ldz 101,3 kPa, dums juzkars ldz temperatrai, kas
augstka par 100oC. duma viranas temperatra vienmr ir augstka par
tra dintja viranas temperatru. Ldzgi izskaidrojama ar dumu
sasalanas temperatras pazeminans.
F. Rauls, ptot dumu sasalanu un vranos, konstatja, ka ataidtu
neelektroltu dumu sasalanas temperatras pazeminans un viranas
temperatras paaugstinans ir proporcionla duma koncentrcijai (II
Raula likums):
Tsasal = Kkr Cm un Tvir = Keb Cm
Tsasal tra dintja un duma sasalanas temperatras starpba
Tvir tra dintja un duma viranas temperatras starpba
Kkr dintja krioskopisk konstante (denim Kkr = 1,86)
Keb dintja ebulioskopisk konstante (denim Keb = 0,52)
Cm duma moll koncentrcija, mol/kg
duma moll koncentrcija ir izdus vielas molu skaits 1 kilogram
dintja. Ataidtiem dens dumiem 1g/mL, tpc vien litr duma ir viens
kilograms dens un aprinos ir izmantojama molr koncentrcija, Cm CM.
Krioskopisk konstante rda, kds bs sasalanas temperatras pazeminjums
vienmoll neelektrolta dum. Ebulioskopisk konstante rda, kds bs
viranas temperatras paaugstinjums vienmoll neelektrolta dum.
Elektroltu dumos sakar ar daiu skaita palielinanos disocicijas
rezultt jem vr izotoniskais koeficients: Tsasal = i Kkr Cm un Tvir
= i Keb Cm
17. att. dens-tvaika diagramma
pi tvaika spiediens virs duma ar X moldas vai mollo
koncentrciju:
po tvaika spiediens virs tra dens
p = po - pi
Saldzinot viendas molls koncentrcijas neelektrolta un elektrolta
dumus, var secint, ka piestinta tvaika spiediens virs elektrolta
duma ir zemks nek virs neelektrolta duma pie ts paas temperatras.
Td, ka Tsasal un Tvir skaitlisks vrtbas elektroltu dumiem lielkas,
ie dumi sasalst pie zemkas, bet vrs pie augstkas temperatras, nek
ts paas molls koncentrcijas neelektroltu dumi.
7.3. Krioskopijas un ebulioskopijas praktiska izmantoana
Krioskopisk metode tiek izmantota biek, jo 1) viena un t paa
dintja krioskopisk konstante vienmr ir lielka par ebulioskopisko
konstanti, 2) ebulioskopij ir sliktka rezulttu atkrtojamba, k ar 3)
uzvrot iespjama vielu sadalans.
Krioskopijas un ebulioskopijas metodes izmanto neelektroltu
kvantitatvai analzei, neelektroltu molmasas noteikanai, elektroltu
disocicijas pakpes noteikanai un dumu osmotisk spiediena
noteikanai.
1. Neelektrolta koncentrcijas noteikana: Tsasal = Kkr Cm un Tvir
= Keb Cm
Cm =
kr
sasal
K
T
D
un Cm =
eb
vir
K
T
D
2. Neelektroltu molmasas noteikana:
sasal
kr
T
K
m
M
D
=
3. Elektroltu disocicijas pakpes noteikana: Tsasal = i Kkr Cm un
Tvir = i Keb Cm
i =
m
kr
sasal
C
K
T
D
uni =
m
eb
vir
C
K
T
D
;
i =
)
1
(
1
-
+
m
a
; =
1
1
-
-
m
i
4. dumu osmotisk spiediena noteikana: = CM R T
(neelektroltiem);
= i CM R T (elektroltiem).
7.4. Osmoze un osmotiskais spiediens
dumi ir homognas sistmas. Izdints vielas un dintja daias atrodas
haotisk siltumkustb un vienmrgi sadals pa visu duma tilpumu.
Patvagu vielas prvietoanos, kuras rezultt ts koncentrcija vis duma
tilpum izldzins, sauc par difziju. Difziju var novrot, ja stikla
cilindr ielej kdu krsainu dumu, bet tam virs uzmangi, nesajaucot
slus, uzlej tru deni. Skum starp abiem sliem ir redzama labi
saskatma robea, kas pakpeniski izplst. Pc zinma laika dums iegst
viendu krsu, jo izdint viela ir vienmrgi sadaljusies pa visu duma
tilpumu. Aplkotaj piemr dintja un izdints vielas daias difund
pretjos virzienos. Ja starp idrumiem novieto puscaurlaidgu membrnu,
caur kuru dintja molekulas var difundt, bet vielas molekulas nevar,
tad duma koncentrcija vis tilpum izldzinties nevars. dintjs
prvietosies virzien uz vielas dumu, bet izdints vielas daias nevars
prvietoties virzien uz tru dintju. dintja difziju caur
puscaurlaidgu membrnu sauc par osmozi. Osmozes rezultt
prvietojoties cauri membrnai, dintja molekulas izdara spiedienu uz
membrnu. o spiedienu sauc par osmotisko spiedienu. Osmotiskais
spiediens vienmr ir vrsts virzien no mazkas koncentrcijas duma vai
tra dintja uz lielkas koncentrcijas dumu. Eksperimentli osmotisko
spiedienu var izmrt ar osmometru.
Osmoze ir viens no cloiem, kpc augu saknes uzsc deni un dens pa
augu ceas uz augu. nu membrnas satur akvapornu kanlus (eritroct
100000 kopijas, nieres n 2000000 kopijas). ns atrodos vielas nevar
izkt caur membrnm, bet dens molekulas var prvietoties virzien uz
nu.
Mrot dadu dumu osmotisko spiedienu, noskaidrojs, ka osmotisk
spiediena lielums atkargs no duma koncentrcijas un temperatras, bet
nav atkargs no izdints vielas un dintja dabas. 1886.gad J. vant
Hofs pardja, ka ataidtu neelektroltu dumu osmotisk spiediena
atkarbu no koncentrcijas un temperatras var izteikt ar du
viendojumu:
P = 1000 CM R T
P duma osmotiskais spiediens (Pa);
CM duma molr koncentrcija molaritte (mol/L);
R universl gzu konstante (8,314 J/mol K);
T duma absolt temperatra
Iegtais viendojums ir iegts no universl gzes stvoka viendojuma:
p V = n R T
P gzes spiediens (Pa);
V gzes tilpums (kubikmetros m3);
n gzes daudzums (molos)
Izdalot abas viendojuma puses ar tilpumu, iegst viendojumu: p
=
V
n
R T
Attiecba
V
n
ir vielas molu skaits tilpuma vienb, kas tiek apzmts ar CM, t ir
molr koncentrcija (molu skaits 1 litr). Gzes tilpums SI sistm tiek
mrts kubikmetros, td, aizstjot
V
n
ar CM, jlieto koeficients 1000. J. vant Hofa viendojumu parasti
raksta bez koeficienta 1000, iegstot osmotisk spiediena skaitlisks
vrtbas kilopasklos (kPa).
= CM R T
Elektroltu dumos osmotiskais spiediens ir lielks nek tdas paas
koncentrcijas neelektroltu dumos:
= i CM R T
Osmotiskais spiediens dumos mains pc tiem paiem likumiem k
mehniskais spiediens gzs. Tpc J. vant Hofa likumu var formult di:
Izdus viela dum rada tikpat lielu osmotisko spiedienu, cik lielu
mehnisko spiedienu t radtu gzes fz, ja taj pa temperatr ieemtu
tilpumu, kas viends ar duma tilpumu.
dumiem, kuros izduo vielu koncentrcija nav zinma, osmotisko
spiedienu nosaka krioskopiski. Ja dum ir vairkas izdus vielas, tad
katra no tm rada osmotisko spiedienu. Osmotiskais spiediens summjas
no atsevio izduo vielu osmotiskajiem spiedieniem:
= (i1 C 1 + i2 C 2 + ... + ik Ck) R T = ik Ck R T
Bioloiskos idrumos atsevio komponentu izotoniskie koeficienti un
koncentrcijas nav zinmas. Td gadjum krioskopiski nosaka osmolaritti
(Cosm), kas ir izduo vielu koncentrciju un izotonisko koeficientu
reizinjuma summa:
Cosm = ik Ck
Osmolaritti nosaka, izmrot bioloisk idruma sasalanas temperatras
pazeminjumu Tsasal saldzinjum ar tru deni: Cosm =
kr
sasal
K
T
D
; = CM R T;
=
kr
sasal
K
T
D
R T
7.5. Osmozes nozme bioloiskajos procesos
Akvapornu kanli lai cauri dens H2O un skbeka O2 molekulas.
Osmozes rezultt augos nonk augsn esoais dens, radot ldz pat 0,4 2,0
MPa (4 20 atm) spiedienu. is spiediens rada augos t saucamo
turgoru, kas auj tiem saglabt vertiklu stvokli un formu. Atmirstot
nm, osmoze nenotiek, krtas spiediens un augs iet boj.
Cilvkam asins osmotiskais spiediens ir samr patstvgs lielums
robes no 0,74 0,78 MPa 37oC. Tam atbilsto osmolaritte ir Cosm =
0,287 0.303 mol/L. Osmotisko spiedienu nosaka asins esoie katjoni
un anjoni, un neliel mr kolods daias. Eritrocti, leikocti, un
trombocti praktiski neietekm osmotisko spiedienu. Osmotisk
spiediena nemaingumu nosaka dens iztvaikoana elpojot, sviedru
izdalans, nieru darbba.
Osmotisk ldzsvara izmaias organism var izraist vielmaias vai
sekrtu izdalans traucjumi, k ar citu funkciju traucjumi. Ar jebkura
fizisk slodze, patrinot vielmaiu, var izraist osmotisk spiediena
paaugstinanos asins. Tomr vesela cilvka asins osmotiskais
spiediens, pateicoties trai organisma reakcijai, paliek nemaings,
kaut ar mains asins miskais sastvs. Asins osmotisks hipertonijas
gadjum saistaudi atdod asinm deni, ldz tiek normalizts asins vai
audu idruma osmotiskais spiediens. Pc s acumirklgs reakcijas nkoaj
brd sk darboties nieres, kas rea uz paaugstintu su daudzumu, tos
pastiprinti izvadot ldz normalizjas su daudzums un saistaudi atgst
deni. da osmotisk spiediena regulana nav bezgalgs process. Tpc ts
pastiprinanai ir nepiecieama papildus dens vai su uzemana. os
procesus regul veetatv nervu sistma. Slpju sajta pc fizisks slodzes
(paaugstinoties vielmaias trumam) vai nieru nepietiekambas gadjum
(vielu uzkrans) ir osmotisks hipertonijas izpausme. Pretjs process
ir osmotisk hipotonija, ko izraisa nepietiekams su daudzums
organism.
Osmoze un dialze ir daudzu cilvka organism notiekoo fizioloisko
procesu pamat. Pateicoties iem procesiem, notiek barbas vielu
uzskans un transports, elpoana, oksidans-reducanas reakcijas,
idruma apmaia audos. Lietojot uztur prk saldus vai sus produktus,
cilvks izjt slpes. Tas ir signls par ns un starpnu telp pieaugoo
osmotisko spiedienu. Peldot s den, novrojams acu apsrtums dens
osmoze no acu bola, jo jras den osmotiskais spiediens ir lielks.
Peldot salddens denskrtuvs, novrojamas spes acs, jo dens osmoze
virzta acs bol virzien.
Medicn par izotoniskiem sauc tdus dumus, kuriem osmotiskais
spiediens ir viends ar asins osmotisko spiedienu. Piemram, asinm
izotonisks ir 0,85% (0,146 mol/L) NaCl dums, 4,5 5% glikozes
dums.
Par hipertoniskiem dumiem sauc tdus dumus, kam osmotiskais
spiediens ir augstks nek asins osmotiskais spiediens. in gadjum
dens no eritroctiem nonks asins, eritrocti atdeosies un
sarausies.
Par hipotoniskiem dumiem sauc tdus dumus, kam osmotiskais
spiediens ir zemks nek asins osmotiskais spiediens. in gadjum dens
no asinm nonks eritroctos, eritrocti uzbrieds un nu membrnas var
prplst; hemoglobna nokanu asins plazm sauc par hemolzi. Hemolzes
skumstadija skas, pazeminoties osmotiskajam spiedienam ldz 0,36
0,40 MPa.
Hemolze ir viens no citolzes gadjumiem. Citolze ir dzvnieku vai
augu nu bojeja, kuras galvenais iemesls ir atirgie osmotiskie
spiedieni nas membrnas abs puss.
18. att.
hipertonisks izotonisks hipotonisks
CM > 0,305M CM = 0,305M CM < 0,2M vai CM = 0 M destilts
dens
Paprbaudes uzdevumi un piemri
1. Aprint izotonisko koeficientu ntrija sulfta Na2SO4 dumam, ja
t disocicijas pakpe = 0,8 ( = 80%).
Aprina piemrs:
Na2SO4 molekula sastv no diviem Na+ joniem un viena SO42- jona,
t.i., no trim joniem (m = 3). Zinot, ka i = (m-1) + 1, varam
ievietot izteiksm dotos lielumus:
i = 0,8 (3 1) + 1 = 2,6.
Tas nozm, ka, izdinot den Na2SO4, daiu skaits pieaug 2,6
reizes.
Ja disocicijas pakpe btu 1, disocicija btu 100% un daiu skaits
dum pieaugtu 3 reizes
(i = m).
Atbilde
Ntrija sulfta izotoniskais koeficients ir 2,6.
2. Izdinot 2,76 g glicerna 200 g dens, sasalanas temperatra
pazeminjs par 0,279 grdiem. Noteikt glicerna molmasu, ja denim Kkr
= 1,86.
Aprina piemrs: Tsasal = Kkr Cm
Izskaito glicerna masu 1000 g (1 L) dens: m =
8
,
13
200
1000
76
,
2
=
(g)
Izsaka duma molalitti un molmasu: Cm =
M
m
;
Cm =
kr
sasal
K
T
D
;
M
m
=
kr
sasal
K
T
D
;
sasal
kr
T
K
m
M
D
=
92
279
,
0
86
,
1
8
,
13
=
=
M
g/molM = 92 g/mol
Atbilde
Glicerna molmasa ir 92 g/mol.
3. Elektrolta 0,6 M Al2(SO4)3 dums sasalst -4,46 oC temperatr.
Aprint duma disocicijas pakpi .
Aprina piemrs:
Aprina temperatras starpbu Tsasal = T'sasal - T'sasalTsasal = 0
(-4,46) = 4,46
Aprina izotonisko koeficientu Al2(SO4)3 Tsasal = i Kkr Cm ;Cm
CM
i =
m
kr
sasal
C
K
T
D
i =
6
,
0
86
,
1
46
,
4
= 3,99
Aprina disocicijas pakpi i = (m-1) + 1
=
1
1
-
-
m
i
=
1
5
1
99
,
3
-
-
= 0,747
Atbilde
Disocicijas pakpe = 0,747 ( = 74,7%)
4. Krioskopiski noteikta asins sasalanas temperatra T = - 0,536
oC. Aprint asins osmotisko spiedienu 37 oC.
Aprina piemrs:
Aprina temperatras starpbu Tsasal = T'sasal - T'sasalTsasal = 0
(-0,563) = 0,563
Aprina osmotisko spiedienu: Tsasal = Kkr Cm ; Cm =
kr
sasal
K
T
D
; = CM R T;
Cm CM;
=
kr
sasal
K
T
D
R T; =
86
,
1
563
,
0
8,314 310 = 780 kPa
Atbilde
Asins osmotiskais spiediens 37 oC ir 780 kPa.
5. 1000 mL duma satur 0,5 molus glikozes, 0,25 molus ntrija
hlorda ( = 90%) un 0,1 molus kalcija hlorda ( = 100%). Aprint duma
osmotisko spiedienu 25 oC temperatr.
Aprina piemrs:
Aprina katra atsevia komponenta koncentrciju.
Glikoze (C6H12O6) neelektrolts Cosm = CM = 0,5 mol/L
Ntrija hlords (NaCl) elektrolts i = (m-1) + 1; i = 0,9(2-1) + 1
= 1,9
Cosm = i CM = 0,5 mol/L;Cosm = 1,9 0,25 = 0,475 mol/L
Kalcija hlords (CaCl2) elektrolts i = 1 (3 1) + 1 = 3Cosm = 13
0,1 = 0,3 mol/L
Aprina duma kopjo osmotisko koncentrciju:
Cosm = Cosm glik.+ Cosm NaCl + Cosm CaCl2 Cosm = 0,5 + 0,475 +
0,3 = 1,275 mol/L
Izskaito duma osmotisko spiedienu:
= CM R T; = 1,275 8,314 298 = 3158,9 kPa
Atbilde
duma osmotiskais spiediens ir 3158,9kPa
6. Sarindojiet dotos 0,1 M dumus to sasalanas temperatru
pazeminans secb: CaCl2 ( =1); NaCl ( =100%); HCl ( =1); glikoze
(neelektrolts); etiskbe (vj elektrolts).
7. Kd temperatr sasalst un kd vrs NaOH dums, kura = 1734 kPa,
=100%, Kkr = 1,86,
Keb = 0,52.
Atbilde Tsasal = - 1,302 oC; Tvrans = 100,364 oC.
8. 0,01 M CaCl2 duma osmotiskais spiediens 298 K temperatr ir
0,68 atm. Aprint duma izotonisko koeficientu un disocicijas
pakpi.
Atbilde = 0,89; i = 2,78.
9. Vai bs izotoniski 1 M NaCl un 1 M Na2CO3 dumi viend
temperatr?
10. Jras dens osmolr koncentrcija ir 1,1 mol/L. Kds osmotiskais
spiediens bs jras denim 25oC temperatr.
Atbilde = 2725,3 kPa
8. Skbes un bzes
8.1. deraa eksponents pH
dens disocicija. dens ir rkrtgi vj elektrolts, tomr tas nedaudz
disoci. T disocicijas viendojums ir H2O H+ + OH-. T k deraa jons ir
tikai protons (elementrdaia bez elektronapvalka), tas atsevii
neeksist, jo tlt piesaists dens molekulai, veidojot hidroksonija
jonu H3O+. dens disocicijas procesu pareizk attlot k pajonizciju ar
protonu H+ prlekanu no vienas dens molekulas uz otru: H2O + H2O
H3O+ + OH-.
H+
dens disocicijas konstantes izteiksme Kdis.=
[
]
[
]
[
]
.
2
nedis
O
H
OH
H
-
+
Standartapstkos (25oC temperatr) dens disocicijas konstantes
skaitlisk vrtba Kdis.= 1,8 10-16. Paaugstinot temperatru, Kdis.
pieaug. Tas, ka dens disocicijas konstantes skaitlisk vrtba ir
maza, norda, ka dens disocicija ir niecga. dens disocicijas
izteiksm var aizstt nedisocito dens molekulu koncentrciju
[H2O]nedis. ar dens molekulu kopjo koncentrciju [H2O].
dens molekulu kopjo koncentrciju den var aprint, zinot, ka viena
litra dens masa ir 997,07 g un dens molmasa ir 18 g/mol (25oC).
dens molr koncentrcija pa den ir
[H2O] =
3
,
55
18
07
,
997
=
=
M
m
mol/L.
dens disocicijas konstantes (Kdis.) izteiksm ievieto dens molro
koncentrciju [H2O].
[
]
[
]
16
.
10
8
,
1
3
,
55
-
-
+
=
OH
H
Apvienojot abus skaitliskos lielumus, iegstam izteiksmi, kas
parda, ka deraa jonu [H+] un hidroksdjonu [OH-] koncentrcijas
reizinjums den un dens dumos ir konstants lielums.
[H+] [OH-] = 1.8 10-16 55,3 = 1,00 10-14
KH2O = 1,00 10-14
deraa jonu [H+] un hidroksdjonu [OH-] reizinjumu apzm ar KH2O.
emot vr, ka deraa jons dum faktiski saists ar dens molekulu,
veidojot hidroksonija jonu, noapaojam skaitlisko vrtbu un uzrakstm
atbilstoo izteiksmi.
KH2O =[ H3O+] [OH-] = 10-14
KH2O =10-14 ir pastvgs lielums. Tpc nav iespjams maint tikai
viena (H3O+vai OH-) jona koncentrciju. Tikko dum palielinsies deraa
jonu koncentrcija, uzreiz samazinsies hidroksdjona koncentrcija, un
otrdi.
Izmantojot dens jonu reizinjumu, aprina hidroksonija jonu
koncentrciju tr den un neitrlos dumos, kuros H3O+ un OH- jonu
koncentrcija ir vienda.
[ H3O+] = [OH-] =
14
10
-
= 10-7
Ja abu dens jonu koncentrcija nav vienda, tad, zinot vienu no
iem lielumiem, var aprint otru lielumu.
deraa eksponents pH. Hidroksonija jonu un hidroksdjonu
koncentrciju aprinos ir oti mazi skaiti, kas ir nerti reizinan un
dalan. Du miis S.Serensens ieteica duma skbuma vai bziskuma
raksturoanai izmantot logaritmisko lielumu deraa eksponentu pH,
kuru defin k negatvo logaritmu no deraa (hidroksonija) jonu
koncentrcijas.
pH = - lg [H3O+]
[H+] = 10-pH
pH ir deraa eksponents (kpintjs).
Logaritmjot izteiksmes KH2O = [ H3O+] [OH-] = 10-14 abas puses,
iegst
lg [H3O+][OH-] = lg 10-14 jeb lg [H3O+] + lg [OH-] = -14
Lielumu - lg [H3O+] sauc par deraa eksponentu un apzm ar pH, bet
lielumu - lg [OH-] apzm ar pOH.
pH + pOH = 14
pH skala. Dadu dumu skbuma vai bziskuma raksturoanai izmanto pH
skalu robes no 0 ldz 14. Neitrls vides pH = 7, jo, k redzams
iepriek, tr den un neitrlos dumos
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L.
pH aprinana stipras skbes dum. Ataidtos dumos stipras skbes
pastv hidroksonija jonu un skbes atlikuma jonu veid. Hidroksonija
jonu koncentrciju ataidt stipras skbes dum var aprint k
[H3O+] = z CM
z deraa jonu skaits skbes molekul,
CM skbes koncentrcija dum, mol/L.
CN = z CM
iemesla d ataidtos stipru skbju dumos pH var aprint, izmantojot
viendojumu
pH = - lg [H3O+] = - lg (z CM)
Koncentrtkos dumos jievro disocicijas pakpe .
[H3O+] = z CM
pH = - lg [H3O+] = - lg ( z CM)
pH aprinana vjas skbes dum. Vjas skbes dum hidroksonija jonu
koncentrciju aprina, izmantojot Ostvalda ataidjuma likumu.
[H3O+] =
C
K
a
[H3O+]2 = Ka CKa C = (10-pH)2
pH = - lg[H3O+]
[H3O+] = 10-pH
Ka ir vjas skbes disocicijas konstante jeb reakcijas HA + H2O
H3O+ + A- ldzsvara konstante.
Pc izteiksmes [H3O+] =
C
K
a
logaritmanas t ir uzrakstma sekojoi:
lg [H3O+] = lg
C
K
a
=
2
lg
lg
2
lg
C
K
C
K
a
a
+
=
Mainot zmes, tiek iegsta pH izteiksme:
pH = - lg [H3O+] =
2
lg
lg
C
K
a
-
-
Negatvo logaritmu no skbes disocicijas konstantes apzm ar
pKa
- lgKa = pKa
pH=
2
lg
C
pK
a
-
pH aprinana stipras bzes dum. Ataidtos dumos stipras bzes eksist
hidroksdjonu un metla jonu veid. Hidroksdjonu koncentrciju dum
aprina pc formulas
[OH-] = z CM
z hidroksdjonu skaits bzes molekul,
CM bzes koncentrcija dum, mol/L,
disocicijas pakpe.
Pc logaritmanas prraksta izteiksmi sekojo veid:
pOH = lg [OH-] = lg ( z CM)
[OH-] = 10-pOH
Zinot, ka pH + pOH = 14, iegst formulu pH aprinanai ataidtiem
stipras bzes dumiem:
pH = 14 pOH = 14 + lg ( z CM)
pH aprinana vjas bzes dum. Vjas bzes dum [OH-] jonu koncentrciju
atrod tpat k [H3O+] jonu koncentrciju vjas skbes dum.
pOH = lg [OH-][OH-] = 10-pOH
[OH-] =
C
K
b
[OH-]2 = Kb C Kb C = (10-pOH)2
Kb vjas bzes disocicijas konstante,
C kopj koncentrcija.
Pc logaritmanas ir iegta izteiksme: lg[OH-] = lg
C
K
b
=
2
lg
lg
C
K
b
+
Negatvo logaritmu no bzes disocicijas konstantes apzm ar
pKb.
lgKb = pKb
pH = 14 pOH = 14 + lg[OH-] = 14
2
lg
C
pK
b
-
Stiprs un vjs skbes un bzes atiras ar savu spju disocit jonos.
Visus elektroltus iedala atkarb no vrtbas. Stiprie elektrolti (
> 0,7) ir HCl, H2SO4, HNO3, KOH, NaOH, Ba(OH)2, NaCl, KNO3.
Vjie elektrolti ir ( < 0,1) CH3COOH, H2CO3, HCN, HF, NH3
H2O.
oti vj elektrolts ir dens.
Par elektroltisks disocicijas pakpi sauc attiecbu starp jonos
disociju elektrolta daudzumu un visu izdu elektrolta daudzumu.
Elektroltisk disocicija - vielas sadalans jonos, kas notiek
dintja (dens) polro molekulu elektrostatisks iedarbbas rezultt.
Bioloisks sistmas ir gan stipro, gan vjo elektroltu dumi. Stipro
elektroltu dumi ir NaCl, KCl, KH2PO4, K2HPO4, NaHCO3. Vjo
elektroltu dumi ir H2CO3, taukskbes, aminoskbes, hidroksiskbes, su
anjoni HPO42-, HCO3-, k ar lielmolekulrie savienojumi
olbaltumvielas, nuklenskbes, polisahardi disocit spjgas funkcionls
saturoie savienojumi, kurus sauc par polielektroltiem.
c(H+ (aq))
buf
sk
sk
V
pH
n
1
D
D
=
b
mol
L
b
b
b
V
c
n
=
D
pH
c(OH- (aq))
3
sals
sals
sals
V
C
n
=
-
+
=
sals
kop
sals
sk
V
V
V
pK
pH
log
mol
L
100 = 1
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
10-14
10-13
10-12
10-11
10-10
10-9
10-8
10-7
10-6
10-5
10-4
10-3
10-2
10-1
10-0 = 1
sk
sk
sals
sals
sk
V
c
V
c
pK
pH
.
.
log
+
=
sk
sals
sk
sk
sals
sk
sk
sals
sk
n
n
pK
V
n
V
n
pK
c
c
pK
pH
log
/
/
log
log
+
=
+
=
+
=
3
sk
sk
sk
V
C
n
=
sk
sk
sk
V
c
n
=
D
D
+
D
-
+
=
sk
sk
sk
sals
sk
n
n
n
n
pK
pH
log
1
D
-
D
+
+
=
b
sk
b
sals
sk
n
n
n
n
pK
pH
log
2
buf
b
b
V
pH
n
2
D
D
=
b
Kontanu noteikana
1/Cs
1/V
t
S
]
[
v
D
+
=
Nekonkurent inhibana
Cs
V
Uzdevumi pH aprinanai dumos
1. Aprint pH2 dumam, kas iegts, 100 mL HCl dumam ar pH1 = 3
pievienojot 200 mL dens.
Atbilde CM1 = 10-3 mol/L; CM2 = 10-3,477 mol/L = 0,00033 mol/L;
pH2 = 3,48.
Atrisinjums:
[H+] = 10-pH
pH = - lg [H3O+] = - lg ( z Cm)
z = 1
CM1 = 10-3
V2 = V1 +V1
100 + 200 = 300 (mL)
CM2 = CM1 : 3
10-3 : 3 = 10-3,477
pH2 = -lg( 0,000333) = 3,477
2. Vienam litram (V1 = 1 L) stipras skbes duma ar pH1 = 0,75
pielja vienu litru (V2 = 1 L) skbes duma ar pH2 = 2. Aprint iegt
skbes duma pH3.
Atbilde CM1 = 0,178 mol/L; CM2 = 0,01 mol/L; CM3 = 0,0939 mol/L;
pH3 = 1,027.
Atrisinjums:
pH = - lg [H3O+] = - lg ( z Cm)
z = 1
CM1 = 10-0,75 = 0,178 mol/L
CM2 = 10-2 = 0,01 mol/L
n = C V; n1 = 0,178 1; n2 = 0,01 1 ; n3 = 0,178 + 0,01 =
0,188;
CM3 =
=
2
188
,
0
0,094 mol/L;
pH3 = - lg (CM3) = -lg 0,094 = 1,027
3. Vjas vienvrtgas skbes Kdis = 3,5 10-3. Aprint s skbes duma
osm pie 20oC, ja duma pH = 1,5.
Atbilde CM = 0,29 mol/L; = 0,1107; i = 1,1107; osm = 773,49
kPa.
4. Vjas vienvrtgas bzes Kdis = 2,2 10-6. Aprint s bzes osm pie
0oC, ja duma pH = 10,5.
Atbilde pOH = 3,5; CM = 0,0455 mol/L; = 0,007; i = 1,007; osm =
103,95 kPa.
5. Vjas vienvrtgas skbes pH = 2, Kdis = 2 10-4. Aprint, cik mL s
skbes duma nepiecieams, lai neitraliztu 20 mL 5 % NaOH duma ar
blvumu NaOH = 1,05 g/mL.
Atbilde CMskbei = 0,500 mol/L; CM NaOH = 1,31 mol/L; Vskbei = 52
mL; nNaOH = 0,026 ekv.mol.
6. Vjas vienvrtgas bzes pH = 11,2, Kdis = 1,79 10-5. Cik mL 0,1
N slsskbes duma nepie-cieams 20 mL bzes duma neitralizanai?
Atbilde CM bzei = 0,140 mol/L; Vskbei = 28,066 mL.
7. Cik g NaOH jizdina, lai iegtu 500 mL duma ar pH = 12,54, ja =
90 %, MNaOH = 40 g/mol.
Atbilde CM = 0,0385 mol/L; mNaOH = 0,768 g.
8. HCl duma pH = 1,05, = 80 %. Cik mL skbes duma nepiecieams
reakcijai ar 10 mL 0,2 N bzes duma.
Atbilde CN HCl = 0,1114 ekv.mol/L; Vskbei = 17,95 mL.
9. Aprint 1,85 % HCl duma pH, ja = 80 %, HCl = 1 g/mL, MHCl =
36,5 g/mol.
Atbilde CM = 0,507 mol/L; pH = 0,39.
10. HCl duma osmotiskais spiediens 0oC temperatr ir 454 kPa, =
100 %. Aprint duma pH.
Atbilde CM = 0,1 mol/L; i = 2; pH = 1.
11. H2SO4 duma pH = 1, = 50 %. Aprint skbes duma osmotisko
spiedienu 0o C temperatr.
Atbilde CM = 0,10 mol/L; osm = 453,94 kPa.
12. Pieci litri NaOH duma satur 2 g NaOH. Aprint duma pH, ja
= 1 g/mL, MNaOH = 40 g/mol, = 1.
Atbilde CM = 0,01 mol/L; pH = 12.
13. H2SO4 duma pH = 1,5; = 80 %; = 1,05 g/mL; MH2SO4 = 98 g/mol.
Aprint duma molro, normlo un procentulo koncentrciju.
Atbilde CM = 0,0198 mol/L; CN = 0,0395 ekv.mol/L; W% =
0,185%.
14. Aprint molro un normlo koncentrciju Ca(OH)2 dumam, ja t pH =
13,2; = 90 %.
Atbilde CM = 0,088 mol/L; CN = 0,176 ekv.mol/L.
15. Asiu pH = 7,4; ku ir pH = 1,2 . Cilvka orgnism eksist
asinsvadu un kua nu membrnu norobeots ldzsvars starp diviem
Termodinamiskiem stvokiem deraa joniem asins un ku:
H3O+asin
EMBED Word.Picture.8
H3O+ku
.Kda ir ldzsvara konstantes vrtba? Raksturojiet uz kuru pusi un
cik daudz is ldzsvars ir nobdts? Kda ir deraa jonu H3O+ viena mola
brvs enerijas izmaia Gr in reakcij kJ/mol? Vai ds process ir
patvags?
Kldzsv =
; Gr = - RTln(Kldzsv.) = - 2,3RTlg(Kldzsv.)
Atbilde [H3O+]asin=3,9810-8M; [H3O+]ku=6,3110-2M; Kldzsv =
1,610+6; Gr= -36,77 kJ/mol.
16. Asiu pH = 7,36. Skbeka O2 koncentrcija asins plasm [O2] =
6105 M un den H2O ir CO2 = 2,10210-4 M (vai 4,708 mL/L H2O),
absorbjoties no gaisa , kas satur tilpuma procentos (20.95% skbeka
O2 un 78,2% slpeka N2). Cilvka ermea temperatr t = 37 C vai
T=310,15K un skbeka oksidans - reducans ldzsvara O2 + 4H3O+ +
4e
6H2O standart potencila lielums ir Eo = +1,21865 V un Nernsta
potencialu aprina k E= Eo + P/4lg([O2] [H3O+]4) ,
kur P =
=
= 0,06154 V, asins pH un [O2] koncentrcija pazemina skabekla
oksidanas potencialu oti stipram oksidtjam no k btu jaizsarg dzvs
nas un asins plazmas satvdaas, jo organism ietilpstos organisks
vielas pamat ir izteikti reductji. Hemoglobna kltbtne arterilajs
asins rada noglabta skbeka rezerves izlietot skbeka papildinanai,
kas sastda simts piecdesmit reizes 150 lielku skbeka O2 potencil
oksidtja neaktvu kltbti: nO2 = 7,5104 moli/L litr plazmas
arterilajs asins. Neatkarigs no pH kritrijs ir dzelzs Red-Ox
standart potencils Eo Fe3+/Fe2+ = 0.77 V un reli vel mazks.
Apriniet kds ir relais skbeka Ox-Red sistmas potencils, ja asins
plazmas deraa eksponentes vrtbas pH = 7.36 un skbek koncentrcija
[O2] = 6105 M ir zinmi lielumi?
Saldziniet iegto potencila vrtbu E = ? ar labi pazstamiem
stipriem oksidtjiem un to Ox-Red ldzsvaru standarta potencilu vrtbm
H2O2 1,78V; KMnO4 1,51; K2Cr2O7 1,33 V!?
Vai asiu pH vrtba ir pietiekoa skbeka O2 oksidjoo pabu
pavjinanai?
1.21865+0.06154/4*log(6105(107.36)4)log(6105(1029.44))log(61034.44)1.21865-0.06154/4*35.22-0.01539*35.22,1.21865-0.5420
(EO2 = 0.6766 V )
17. Aktv mitohondrijas iekpus pH = 8,36 bet starpmembrnu telp pH
= 5 . Bikarbonta koncentrcija asins-citosol [HCO-3]+[CO2]=0,023M,
lietojot Hendersona Hasselbaha izteiksmi koncentrciju CO2 [CO2] var
aprint ar pH=7,36=pK+lg([HCO3-cytosole]/[CO2]); 7,36=7,0512 +
lg([HCO3-cytosole]/[CO2]) un
=[HCO3-cytosole]/[CO2]=2,036=0,0154M/[CO2] , kur [CO2]
=0,0154M/2,036=0,00757M ir ogleka dioksda koncentrcija
asins-citosol-un mitohondrij Iekpus pH = 8,36 =
pK+lg([HCO3-Mitochon]/[CO2]) ; 8,36 = 7,0512 +
lg([HCO3-Mitochon]/[CO2]) ;
= [HCO3-Mitochon]/[CO2] = 20,36 = [HCO3-Mitochon]/0,00757M
unMitohondrijas iekpus bikarbonta koncentrcija ir desmit reizes
lielka [HCO3-]= 20,360,00757M = 0,1541 M . Cilvka ermea temperatra
t=37C; T=310.15K.Aktvais membrnas potencils deraa joniem:
H3O+Mitochon
H3O+extraMit EH+membr=Plg([H3O+extraMit]/[H3O+Mitochon])=
0,06154 V.
EH+membr=Plg([10-pHextraMit/10-pHMitochon)=0,06154lg(10-5/10-8,36)=
Plg(10-5,36)=0,2068V. If
EH+membr=Plg([10-pHextra/10-pHMitoch)=0,06154lg(10-5/10-8,5)=0.2154V
Aktvais membrnas potencils bikarbonta anjoniem:
HCO3-Mitochon
HCO3-cytosole
EHCO3-Mitochon,=-Plg([HCO3-cytosole]/[HCO3-Mitochon])=
-0,06154lg(0.0154/0.154)= 0,06154 V , If
Plg([HCO3-cytosole]/[HCO3-Mitochon])=-0.06154*log(1/50)=0.10455V
kur P =
=
=0.06154 V, un sumrais
membrnas potencils deraa un bikarbonta joniem ir Emembr=0.2682
V=0.2068 V + 0.06154 V If
Plg([HCO3-cytosole]/[HCO3-Mitochon])=-0.06154*log(1/50)=0.10455V
and pHMitochon =8.5Emembr=0.32 V=0.2154 V + 0.10455 V
18. Aprint 5% HCOOH duma pH. Kdis = 2 10-4; pK = 3,69; = 1,02
g/mL; MHCOOH = 46 g/mol.
Atbilde mHCOOH = 51 g; CM = 1,1086 mol/L; pH = 1,83.
19. Aprint 0,02 N etiskbes duma pH. Kdis = 1,8 10-5; pK = 4,74
Atbilde pH = 3,22.
20. H2SO4 duma pH = 0,7; = 50 %; = 1,03 g/mL; MH2SO4 = 98 g/mol.
Aprint duma masas dau %. Atbilde w % = 1.9 %.
21. 400 mL srskbes duma satur 0,196 g H2SO4. Aprint duma pH un
pOH.
MH2SO4 = 98 g/mol; = 50 %. Atbilde CM = 0,005 mol/L; pH =
2,3.
22. H2SO4 duma pH = 0; = 70 %; = 1,18 g/mL; MH2SO4 = 98 g/mol.
Aprint duma molro, normlo un masas dau w%.
Atbilde CM = 0,71 mol/L; CN = 1,43 ekv.mol/L; W% = 5,93%.
23. Cik reizes skudrskbes duma hidroksonija jonu koncentrcija
[H3O+] atiras no tdas paas koncentrcijas etiskbes duma hidroksonija
jonu [H3O+] koncentrcijas? KHCOOH = 1,7710-4; KCH3COOH = 1,7510-5.
Atbilde Viendas koncentrcijas doto skbju dumu hidroksonija jonu
[H3O+] koncentrcijas atiras 3,18 reizes.
8.2. pH indikatori
Par pH indikatoriem izmanto vielas, kas maina krsu atkarb no
vides skbuma. Indikatori ir vjas skbes vai bzes, kuru molekulas vai
joni ir atirg krs.
IndH + H2O Ind- + H3O+
sarkans dzeltens
Kind =
[
]
[
]
[
]
IndH
H
Ind
+
-
= 10-3,45 =
[
]
[
]
[
]
IndH
Ind
H
-
+
; pKind = pH + log
[
]
[
]
-
Ind
IndH
= 3,45
pH = pKind + log
[
]
[
]
-
IndH
Ind
Metilorana krsas maias intervls: pH = pKind 0,55 = 3,45
0,55;
pH = 2,9 4,0
sarkans (max = 464 nm) dzeltens (max = 522 nm )
Ja indikators tiek pievienots skbam dumam, kur ir liela H3O+
jonu koncentrcija, indikatora protolzes ldzsvars nobdsies uz
molekulro formu (sarkan krs).
Ja indikators ir srmain dum, tad OH- joni reas ar H3O+ joniem,
kuri rodas indikatora protolzes reakcij. Reakcijas produktu
koncentrcija samazinsies, indikatora protolzes ldzsvars nobdsies uz
jonu formu (dzelten krs).
IndH + H2O Ind- + H3O+
bezkrsains viole
