Мембранна рівновага
Мембранна рівновага Доннана. Концентрації іонів низькомолекулярної та високомолекулярної сполук по обидві сторони мембрани. Рівновага як рівність творів концентрацій електролітів у лівій та правій частині судини. Осмотичний тиск розчину.
Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче
Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.
Мембранна рівновага, пов'язана з різницею концентрації солей усередині та поза клітинами, відома давно. У 1911 р. Ф. Доннан пояснив це явище, згодом назване його ім'ям.
Мембранна рівновага Доннана пов'язана з перенесенням деякої кількості речовини низькомолекулярного електроліту всередину простору, що містить полімер, і, внаслідок цього, нерівномірного розподілу концентрацій цього електроліту по обидва боки напівпроникної мембрани.
Нехай у певний початковий момент часу концентрації іонів низькомолекулярної та високомолекулярної сполук по обидві сторони мембрани розподіляються наступним чином:
У лівій частині судини, розділеної напівпроникною мембраною, знаходиться розчин полімеру, який в результаті дисоціації представлений полікатіоном R (Z+) та протиіоном Cl-, концентрації яких рівні відповідно C1 та ZC1. У лівій частині - розчин низькомолекулярного електроліту, наприклад KCl, з концентрацією С2, що дисоціює на К + і Cl-. При встановленні рівноваги внаслідок дифузії у такій системі малі іони K+ переміщуються переважно з правої частини судини у ліву. Макрокатіони R (Z+) не можуть проникати через мембрану, тому для збереження електронейтральності разом з катіонами K + справа наліво відбувається переміщеннянадлишкового числа аніонів Cl-. Внаслідок цих процесів концентрація низькомолекулярного електроліту в розчині ВМС підвищується:
Умовою рівноваги є рівність творів концентрацій електролітів у лівій та правій частині судини, розділеної напівпроникною мембраною:
Підставляючи позначення з рис.2, маємо рівняння:
Вирішуючи це рівняння щодо X, отримуємо:
Це і є рівняння Доннана, яке показує кількість низькомолекулярної речовини, що переноситься у фазу ВМС через напівпроникну мембрану. З нього випливає, що низькомолекулярний електроліт розподіляється нерівномірно по обидва боки мембрани. Перенесення речовини завжди існує із зовнішнього розчину у внутрішній, в результаті чого у внутрішньому розчині спостерігається більш висока концентрація електролітів, що переносяться, порівняно із зовнішнім розчином. Цим пояснюється деякий надлишок осмотичного тиску в розчинах, що містять ВМС і електроліти.
Якщо концентрація низькомолекулярного електроліту набагато більша за концентрацію полімеру (С2 > C1), тоX = C2/2, тобто. при малих концентраціях макроіонів та великих концентраціях малих іонів спостерігається рівномірний розподіл малих іонів з обох боків мембрани.
При зворотному співвідношенні концентрацій (C2 2 звідки слідує, що перенесення X дуже малий і обернено пропорційний величині ZC1.
Осмотичний тиск розчину у лівому відсіку складається з осмотичного тиску, обумовленого присутністю ВМС та низькомолекулярної сполуки:
Та частина осмотичного тиску крові, яка створюється розчиненими в ній білками, називається онкотичним тиском. Хоча за абсолютною величиною воно, як правило, незначне (наприклад, для плазми на частку осмотичноготиску, створюваного розчинами білків припадає лише 0,5 - 1 %), ця складова має велике фізіологічне значення.
Всі біологічні мембрани напівпроникні: у нормальних умовах проникні для неорганічних солей та води та непроникні для білків та полісахаридів. Цей ефект є однією з причин нерівномірного розподілу іонів поза та всередині клітини.
Подібні документи
Поняття "іонний добуток води" та "водневий показник середовища". Емульсійний спосіб хімічної очистки особливо забруднених тканин. Чинники, що впливають на хімічну рівновагу. Області застосування ферментів. Розрахунок концентрації компонентів емульгатора.
Залежність хімічної реакції від концентрації речовин, що реагують, при постійній температурі. Швидкість хімічних реакцій у гетерогенних системах. Вплив концентрації вихідних речовин та продуктів реакції на хімічну рівновагу у гомогенній системі.
Розрахунок спорідненості сполук заліза до кисню повітря за певної константи рівноваги реакції. Визначення кількості речовини, що розклалася при нагріванні. Обчислення константи рівноваги реакції CO+0,5O2=CO2 за стандартною енергією Гіббса.
Гетерогенні та гомогенні системи. рівновагу, що встановлюється на межі розділу фаз. Міжмолекулярні взаємодії між розчинником та речовиною з утворенням сольватів. Концентрація насиченого розчину. Природи речовини та розчинника.
Рівнавага в насичених розчинах малорозчинних сполук. Розрахунок розчинності опадів з урахуванням одночасного впливу різних факторів. Вплив комплексоутворення на розчинність солей та визначення її залежності від іонної сили розчину.
Асоціативно-дисоціативні процеси. Освіта продуктів приєднання. Іонізація.Електролітична дисоціація. Вплив розчинника на рівновагу у хімічних системах – на молекулярні асоціативно-дисоціативні процеси.
Загальні відомості про процес екстракційного поділу, сферу його застосування. Основні схеми проведення екстракційних процесів. Рівнавага в системі рідина-рідина. Основні групи промислових екстрагентів. Матеріальний баланс процесу екстракції.
Швидкість та стадії гетерогенної реакції. Принцип дії ферментів. Хімічна рівновага, оборотність хімічних реакцій. Розчини та їх природа. Електролітична дисоціація. Виникнення електродного потенціалу. Гальванічні елементи та електроліз.
Гомогенні та гетерогенні реакції: мармуру з соляною кислотою. Чинники, що впливають швидкість хімічних реакцій. Закон чинних мас. Правило Вант-Гофф. Каталізатор нейтралізації вихлопних газів автомобіля. Три ознаки хімічної рівноваги.
Рівноваги при абсорбції, закон Генрі. Матеріальний баланс та витрата абсорбенту. Тепловий баланс та температура адсорбенту. Швидкість фізичної абсорбції. Плівкові, насадочні, тарілчасті, абсорбери, що розпилюють. Основні характеристики насадок.