دانشگاه علوم پزشكي وخدمات بهداشتي

Παρουσίαση με θέμα: "دانشگاه علوم پزشكي وخدمات بهداشتي"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 دانشگاه علوم پزشكي وخدمات بهداشتي
In the name of GOD دانشگاه علوم پزشكي وخدمات بهداشتي درماني تهران WATER & BUFFERS Dr. Siavash Gerayesh-nejad Tehran University of Medical Sciences

2 آب

3 آب مایع حیات آب یکی از مهمترین عوامل زیست محیطی بوده وزندگی بدون آب ممکن نیست. آب بصورت جامد، مایع و بخار وجود دارد. مقدار آب در بدن با چربی نسبت عکس دارد. آب در مردان 60% و درزنان 50% وزن بدن را تشکیل میدهد. آب در بدن در محیطهای درون سلولی 40% و فضای بین سلولی15%و در رگها 5% وزن بدن را تقریبا شکل میدهند. هر کیلو گرم وزن بدن روزانه به 35 گرم آب نیاز دارد، درحالیکه 140 گرم آب، روزانه برای هر کیلوگرم وزن بدن بچه ها احتیاج است.

4 آب دارای خواص فیزیکی و شیمیایی مهمی است و یون هیدروژن (H+) ویون هیدروکسیل (OH-) در ملکولهای زیستی مثل پروتئین و اسید نوکلئیک و قند و چربی نقش دارد. آب دارای نقطه ذوب ، جوش ، گرمای تبخیر ، گرمای ویژه ،گرمای گداز و کشش سطحی خاص می باشد، که این خواص آب را از دیگرحلالها ی مشابه متمایز میکند، بطوریکه نیروی جاذبه بین ملکولی آب از حلالهای مشابه بیشتر است.

5 هیدروژن اکسیژن نوع هیبریداسیون sp3 نوع پیوند کوالانس
Px py pz آرایش مولکول آب قطبی

6 فاصله مولکولها در مایع و جامد وبخار
آب در حالت جامد (یخ) بخاطر پیوند هیدروژنی بصورت پنج ملکول است. در مایع چهار تا پنج ملکول است ولی فاصله دو اتم اکسیژن بیشترمی شود. در آب 15درجه 3 ملکول و فاصله دو اتم اکسیژن بیشتر میشود. در آب 81 درجه بازهم فاصله دو ملکول اکسیژن بیشتر میشود. حتی جاذبه در آب 100 درجه نیز وجود دارد بهمین دلیل گرمای تبخیربالا است وگرمای نهان تبخیربه دلیل همین پیوندها است و در نهایت همه پیوندها در800درجه شکسته می شوند.

7

8

9 مشخصات پيوند هيدروژني اگر پيوند هيدروژني در يك امتداد باشد (-H-O-) قويتر است تا در يك امتداد نباشد. قدرت پيوند كووالانسي نسبت به پيوند هيدروژني بيشتر مي باشد (Kcal/mole110 و 5/4) قدرت پيوند هيدروژني (cooperative H bonding) بين مولكولي انرژي زيادي براي جداسازي لازم دارد همانند پروتئين ها و اسيدهاي نوكلئيك

10 پیوند هیدروژن بین گروه هیدروکسیل و آب
پیوند هیدروژن بین گروه کربونیل و آب پیوند هیدروژن بین دو زنجیر پپتیدی

11 پيوند هيدروژني مختص آب نيست بلكه بين هر عنصر الكترونگاتيو با هيدروژن به وجود مي آيد همانند F و N و كه پيوند كووالانس داشته باشند. پيوند هيدروژني اسيد فلوئوريدريك (HF) تجمع شش مولكولي دارد. F H F H در بعضي موارد پيوند هيدروژني سبب تشكيل حلقه مي گردد. اين حلقه را chelateنامند همانند ارتومنونيتروفنل . نقطه جوش این ماده از نوع ایزومر متا و پارا بیشتر است و علت آن پیوند هیدروژنی بین هیدروژن OH- و اکسیژنNO2- است

12 به همين ترتيب اين نوع پيوند در بازهاي مكمل (DNA) شكل مي گيرد.

13 نيمه عمر پيوند هيدروژني خيلي كوتاه است (ثانيه ) بنابراين هر پيوند هيدروژني پس از تشكيل سريعا از بين مي رود اما به سرعت پيوند ديگري شكل مي گيرد. پس همواره پیوند هیدروزنی موجود است. ساخت - تخريب بیشتر كمتر

14 پیوند واندروالس نظريه لندن(london) دو مولكول A وB را در نظر ميگيريم بعلت حركت الكترونها ملكول ها هميشه يك طرفشان مثبت تر و طرف ديگر منفي تر است (غير از زمان كوتاهي كه مثبت و منفي همديگر را خنثي ميكنند) وقتي دو ملكول در مقابل هم قرارگيرند كه يكي طرفش مثبت و ديگري منفي باشد در نتيجه ايجاد جذب ضعيف نسبت بهمديگرداشته كه به آن پيوند واندروالس گويند.

15 خاصیت حل کنندگی آب شکل و آرایش ملکول آب
H H شکل و آرایش ملکول آب ملکول آب از لحاظ الکتریکی نا قرینه بوده و حالت دو قطبی دارد. به همین علت آب حلال بسیار خوبی برای ترکیبات یونی میباشد. ترکیبات یونی نیاز به انرژی زیادی برای یونیزه شدن دارند. این انرژی از تاثیر متقابل ملکولهای دو قطبی آب با یونهای باردار تاًمین میشود. ترکیباتی که ساختمان دوقطبی دارند درآب براحتی حل شده در حالیکه در حلالهای آلی مثل کلروفرم و بنزن محلول نیستند، در نمک طعام ( کلروسدیم) به علت وجود نیروی الکترواستاتیکی قوی، انرژی زیادی برای جداسازی Cl- وNa+ لازم است، آب با برقرار کردن نیروی الکترواستاتیکی قوی بین اجزاء نمک حلال خوبی برای جداسازی این یونها است، چون آب دارای ثابت دی الکتریک بالاست و جداسازی یونها امکانپذیرمی شود(80=D). O

16

17 جدول ثابت دی الکتریک e1e2 F = D حالت ماده مایع 20 درجه 80 آب Dr
آب متانل اتانل استون بنزن هگزان e1e2 Dr F = نیروی جاذبه بین دو یون مخالف e1e2 = بارالکتریکی یون D= ثابت دی الکتریک r= فاصله بین دو ملکول

18 نیروی جاذبه بین Na+ وCl- در فاصله ای مشخص در آب این دو یون در بنزن است.
نتیجه میشود قدرت یونیزه شدن ترکیبات در آب بیشتر است ترکیباتی شبیه قندها، الکل های ساده، آلدئیدها و کتون ها نیز در آب حل میشوند در حالیکه قطبی نیستند حل شدن این ترکیبات بشکل پیوند هیدروژنی صورت گرفته بطوریکه قسمتی از ملکول را که بتواند پیوند ایجاد کند(یا حالت قطبی داشته باشد) راه نفوذ یا بهتر بگوییم حل شدن آغاز میشود. مثلا بنیانها هر چه قطبی تر باشند بهتر یونیزه میشوند. معمولا مولکولها از قسمت قطبی وارد آب میشوند. اگر قطبی بودن بنیان زیاد باشد تمامی مولکول در آب حل میشود. اما در صورتی که حالت قطبی کم باشد ملکولها بصورت میسل یا ذرات ریزی در می آیند. قسمتهای غیر قطبی که از آب فاصله میگیرند آب گریز یا هیدروفوب نامیده میشوند. 1 40

19 هیدروفوبها چون از آب گریزانند بهم متصل میشوند.
درمقابل قسمتهای قطبی این مواد(آلی) در آب یونیزه شده به آنها آب دوست (هیدروفیل) نامند. قسمت قطبی ملکول آلی لیوفیل (lyophyle) وقسمت غیر قطبی ملکول آلی را لیوفوب(lyophobe) نامند. میسل مجموعه ای از ملکولهای یک جسم است که بوسیله پیوندهای هیدروژنی یا واندروالس بهم متصلند. هیدروفوبها چون از آب گریزانند بهم متصل میشوند. مجموعه ای که شکل می گیرد میسل نام دارد و نوع پیوند آنها بیشترواندروالس است.

20

21 به ترکیباتی که دارای عوامل قطبی بوده و آب گریز قوی نیز می باشند آمفی پاتیک (amphiphathic) میگویند،همانند اسیدهای چرب ولیپیدهای قطبی که از آن جمله می توان به اولئات سدیم که دارای زنجیر طویل غیر محلول میباشد، اشاره نمود. میسل که حالتی توپ مانند دارد روی آن رابار منفی تشکیل داده و با دیگر توپها(میسلها)یکدیگر را دفع می کنند و در آب پراکنده می شوند

22

23 یون هیدرونیم یک لیتر آب خالص در25 درجه حدود 10 ملکول آن یونیزه میشود.
H2o H++OH- H3O++OH- این پیوند ثابت نیست میتواند H+ از روی H3O+ برداشته شود و ملکول آب دیگر منتقل شود این عمل بسیار سریع است وبه واسطه پیوند هیدروژنی صورت میگیرد.(H+) آخرین پروتون یون هیدرونیم را شکل میدهد. یون هیدرونیم(پیوندH کئوردینانسی) H H H O O H

24

25 یون هیدرونیم هیدراته(H9O4)
یون هیدرونیم با سه ملکول آب اطراف خود پیوند هیدروژنی می دهد. یون هیدرونیم هیدراته(H9O4) نکته: قدرت نقل انتقالات بین H+ وآب از هیدروژن و سدیم و پتاسیم بیشتراست.

26 یونیزاسیون آب [H+][OH-] K= H2O
آب دارای مقاومت الکتریکی زیاد می باشد ولی از قابلیت هدایت کمی برخوردار است زیرا تعداد کمی از ملکولهایش یونیزه میشود: [OH-]+[H+] قانون اثر جرم (قانون گلدبرگ و واگ) دو راه محاسبه فرمول قانون اثر جرم: 1-راه اول : [H+][OH-]=K[H2O]=Kw اگر α مقدار آب یونیزه در یک ملکول آب باشد در یک لیتر بصورت زیراست: [H+]=[OH-]= H2O [H+][OH-] K= H2O = حاصلضرب یونی آبKw α ×1000 18

27 ضریب یونیزاسیون (α)بصورت ذیل محاسبه می شود:
α= λ قابلیت هدایت الکتریکی محلول در شرایط آزمایش بصورت زیر محاسبه میشود: حجم یک ملکول گرم آب ×قابلیت هدایت مخصوص آب = λ =Cقابلیت هدایت مخصوص آب R= مقاومت مخصوص λ∞ = قابلیت هدایت الکتریکی در شرایط بی نهایت رقیق یعنی یونیزاسیون کامل λ∞ برای آب معادل مجموع قابلیت هدایت یونیH+ و OH- و برابر489 میباشد. بنابر این: λ λ∞ 1 C= R λ 0.043 ×10-6 ×18 = λ∞ 489

28 [H+]=[OH-]= KW=[H+][OH-]=(0.88×10-7)2=0.77×10-14 مقدار Kw با تغییر درجه حرارت تغییر میکند در 25درجه از رابطه زیر محاسبه میشود: -logKw= (t°-25°) (t°-25°)2 KW=1.0×10-14 [H+]=[OH-]=10-7 0.043×106×18×1000 α ×1000 = =0.88×10-7 18 489

29 راه حل دوم: H2O H++OH- Keq= Keq(25°)= 1.81×10-16 غلظت H2O در آب خالص برابر (1000/18)=55.5 [H+][OH-]=keq[H2O] Kw=[H+][OH-]=1.81×10-16×55.5=1.0×10-14 [H+]=[OH-]=10-7 البته بر حسب اسید یا قلیا بودن غلظتها تغییر میکند. [H+][OH-] غلظت بر حسب ملکول گرم درلیتر H2O ملکول گرم

30 = -log[OH-]=colog[OH-]
تعریف pH چون غلظت یون [H+] ویا غلظت یون [OH-]بسیار کم است ( ). سورنسون در سال 1909پیشنهاد کرد بجای غلظت ها کولگاریتم (colog) یا منهای لگاریتم(-log) استفاده شود در نتیجه: pH=log p(OH)=log [H+]=[OH-]=10-7 [H+]×[OH-]=10-14 pH+p(OH)=14 1 = -log[H+]=colog[H+] [H+]=10-pH [H+] 1 = -log[OH-]=colog[OH-] [OH-]=10-p(OH) [OH-]

31 اندازه گیریpH pH یک محلول به دوروش اندازه گیری می شود.
1- روش الکتریکی روش رنگ سنجی درروش اول از پیل غلظتی برای تعیین pH استفاده می شود. اگر دو الکترود از یک فلز و دو غلظت متفاوت از محلولهای نمکی این فلزدر دوظرف داشته باشید پیل غلظتی این دو غلظت بوسیله پل نمکی مانند kcl بهم مربوط می شوند (نام هر ظرف یک نیم پیل است). با ارتباط این دو ظرف اختلاف سطحی بین دو نیم پیل ایجاد می شود که در حقیقت اختلاف پتانسیل است و با رابطه Nernst محاسبه می شود. E= ln X=2.3 log X E=اختلاف پتانسیل بین دو نیم پیل R=(povoα)ثابت گاز F=فاراد F=96500کولن n=ظرفیت یون فلز الکترود C1 و C2=غلظتهای یونی دو نیم پیل RT C1 ln nF C2

32 با تغییرln به log داریم:
حال اگر دو محلول فوق اسید باشد یعنی هیدروژن بجای فلز قرار گرفته (معمولاً روی فلز پلاتین، هیدروژن اندود میکنند). ازفرمول قبل نتیجه می شود: حال اسید نیم پیل اول را نرمال فرض کنیم: RT [H1+] E= ln 1F [H2+] با تغییرln به log داریم: RT×2.3 [H1+] E= ×log [H2+] F 2.3RT 1 ٍE= ×log F [H2+] RT ×2.3 pH E= F

33 در حرارت 18°مقدار R=8.32 و F=96500 است نتیجه می شود:
E=0.058pH 8.32(273+18) E= ×2.3pH 96500

34 معمولاً یک شناساگر یا (Indicator) که به یون H+ حساس است مورد استفاده قرار داده (H-ind) که نسبت به pH تغییر رنگ مید هند شناسائی میکنند. که با توجه به پروتون گیرندگی یا دهنده گی عمل می کند. H-ind درروش دوم (رنگ سنجی) -H+ ind +H+

35 تعریف اسید وباز نظریه برونشتد (bronshted) اسید ماده ای است که پروتون می دهد و باز ماده ای است که پروتون می گیرد. Cl H+H2o Cl+H3O+ اسید وابسته باز وابسته باز اسید آمین ها خاصیت پروتون گیرندگی دارند پس باز هستند پس بنابراین –NH3+ چون پروتون تولید میکند اسید است. R-NH2+HoH RNH3+ +OH- باز وابسته اسید وابسته اسید باز اسید های آمینه هم دارای عامل اسید –CooH و هم عامل قلیا NH2 - میباشند محلول آنها را آمفولیت گویند یعنی در محیط اسیدی خاصیت اسید و در محیط بازی خاصیت باز دارند. در pHخنثی قدرت پروتون دهندگی و پروتون گیرندگی مساویندآن pH را ایزوالکتریک آن اسید آمینه نامند.

36 محاسبه pHاز رابطه هندرسن هاسلباخ :
محیط اسیدی محیط بازی البته قدرت دهندگی و گیرندگی اسید آمینه بر حسب pHهای مختلف فرق میکند درpH بالاتر از pHi عامل اسیدی و درpH پایین تر از pHi عامل بازی فعال میشود. پروتئن ها همانند اسید آمینه دارای pHi میباشند. محاسبه pHاز رابطه هندرسن هاسلباخ : ویژه گی هر اسیدی میل ترکیبی خاص با پروتون خود است اگر این میل ترکیبی خیلی زیاد باشد اسید ضعیف و اگر هر چقدر کمتر باشد اسید قوی تر است چرا که بهتر یونیزه میشود . میل تجزیه هر اسید متناسب با ثابت تجزیه (K) است. CooH H3N+ Coo- H3N+ H2N Coo CH CH CH R R R

37 K/= طبق قانون اثر جرم اگر از طرفین -log یا colog aritm بگیریم خواهیم داشت: این رابطه را رابطه هندرسون نامند [H+] [A-] AH A- + H+ [AH] K/[AH] [H+] [A-] [H+]= K/ = [A-] [AH] [AH] -log[H+]= -logK/ -log [A-] [A-] pH=pK/ + log [AH]

38 ] غلظت ها بر حسب ملکول گرم در لیتر[ k/ ثابت تجزیه می باشد.
فرمول کلی رابطه هندرسون هاسلباخ عبارتند از: pH= pK/ + log در محاسبه هر گاه مقادیر پروتون گیرنده و پروتون دهنده مساوی باشند: pH=pK/ همانطوریکه در بالا گفته شد معمولاً در اسیدهای ضعیف مقدار یونیزه شدن ملکولها کمتر است(جدول برای K/ و pK بعضی اسیدها در کتاب) [پروتون گیرنده] [پروتون دهنده]

39 رابطه pH با درجه یونیزاسیون اسیدهای ضعیف
یونیزاسیون ناقص اسید (AH) عبارتست از: AH H++A- قانون اثر جرم: منهای لگاریتم یا colog aritm از طرفین: -log[H+] = - logK - log K[AH] [H+][A-] =K H+= [AH] [A-] [AH] [A] پس pH تابع تغییرات log([A-]/[AH]) است [A-] pH=pK+log [AH]

40 اگر درجه تفکیک محلول را به (α) و غلظت ملکولی (تعداد ملکول گرم در لیتر) به n نمایش دهید.
[A-]=nα [AH]= n – n α =n(1-α) pH=pK+log اگر 0.5= α باشد pH=pK میشود واگر0 = α باشد pH= -∞ می شود که قابل قبول نیست. اگرα=1 باشد pH=+∞ می شود که این بالاترین حالت pH می باشد. α 1-α

41 رابطه مولکولی(pH) با غلظت ملکولی اسید های ضعیف
اگر اسید ضعیف را (AH) فرض کنیم با یونیزه شدن H+=A- شده و اگر (C) غلظت ملکولی اسید ضعیف باشد، داریم: [AH] = C- [H+] با رابطه AH H++A- و قانون اثر جرم وچون اسید ضعیف است از مقدار [H+] صرفنظر کرده در اینصورت داریم: [H+][A-] [H+][A-] داریم =K =K [AH] C-[H+] [H+]2 [H+][A-] H+ = A- =K =K C C

42 [H+] =√C.K. منفی لگلریتم گرفته می شود: -log[H+] = - log √C.K pH = (-1/2)(logK +log C) ضمناً برای محاسبه محلولهای قلیائی ضعیف از فرمولهای زیر استفاده می شود : p OH =(-1/2)(log K+log C) یا pH=14 – p OH

43 تامپون ها (Buffers) در حالیکه افزودن کمی اسید به یون هیدروژن آب اضافه میشود ضمناً آب اسیدی شده و بهمین ترتیب با باز قلیائی میشود. بافر یا تامپون: محلولهائی که با اضافه نمودن اسید یا باز تغییرات pH آنها ناچیز است که دو حالت دارند. 1- از یک اسید ضعیف و نمک این اسید با یک باز قوی 2- از یک باز ضعیف و نمک این باز با یک اسید قوی در صورتیکه اسید ضعیف را (AH) و نمک آنرا (ANa) در نظر بگیریم با یونیزه شدن (AH) به مقدار ناچیز و تولید یونهای A- و H+ روابط ذیل بدست می آید. AH H+ + A-

44 با استفاده از قانون جرم a = acid و همینطور ANa نیز یونیزه شده به A- وNa+ (البته به مقدار فراوان) ANa A- +Na+ با ناچیز بودن غلظت یون A- اسید ضعیف میتوان غلظت یون A- را در محلول برابر غلظت نمک گرفت. Cs=[A-] s= salt [H+][A-] Ka= [AH] [AH] [H+] = × Ka [A]

45 و چون مقدار یونیزه اسید ناچیز است میتوان اسید اولیه را با مقدار یونیزه شده آن برابر در نظر گرفت و از بالا داریم: [H+] = Ka × [H+]= Ka × از طرفین –log یا colog گرفته می شود در نتیجه داریم: -log [H+]= -logka – log pH=pK+log هر گاه غلظتهای نمک اسید برابر باشد: pH=pK [AH] [A-] Ca Cs Ca Cs Cs Ca

46 پس با تغییر دادن غلظتهای نمک و اسید میتوان pH های مختلفی بدست آورد
بهمین شکل تغییرات pH خون بسیار کم بوده و معمولاً pH=7.4 است. سیستم های تامپونی دیگر بدن 1- سیستم های بیکربنات 2 - سیستم فسفات 3- سیستم G-6-P و ATP در قدرت تامپونی سلول 4- پروتئین ها با عوامل بازی و اسیدی درمقابل یونهای H+ و OH- اضافی قرار گرفته تغییرات pH را مانع می شوند. HCO3- H2CO3 PO4H2- PO4H--

47 دلیل تغییر نکردن pH بافر (تامپون)
در موقع ساختن بافر مشاهده کردیم که چون اسید ضعیف (AH) و نمک این اسید ضعیف (ANa) استفاده میکنند. A مقدار A- بسیار زیاد است A- اگر مقداری اسید اضافه کنیم (H+) با A- ترکیب شده اسید ضعیف ساخته و یونیزه نمی شود چون یون H+ در محیط زیاد است پس pHتغییر نمی کند بر عکس اگر مقداری باز بیافزائیم (OH-) یا (H+) اسید ضعیف ترکیب شده (AH) و آب تولید میکند، در اینحالت محیط با آب رقیق شده در اینحالت اسید ضعیف تجزیه شده یون H+ ایجاد میکند در این صورت باز هم pH ثابت است. البته باید آگاه باشیم مقدار اضافه نمودن اسید (H+) حدی دارد و آن کمتر از A- است از آن حد که بگذرد تغییرات pH زیاد خواهد بود بهمین ترتیب برای باز

48 قدرت بافر (تامپون) حدودی که برای تغییر نکردن pH لازم است مشخص شد و آن یونهای محیط و عوامل دیگر بودند حال هر چقدر موارد گفته شده بیشتر باشد بر تغییر نکردن pH محیط اثر دارند، معمولاً ما برای آزمایش بافری از موارد کمتری میتوانیم استفاده کنیم در حالیکه سلول یا مایعات بیولوژیک از یونها و عوامل مختلف برای جلوگیری از تغییرات pH کمک میکنند چون اسید یا بازی شدن صدمات جبران ناپذیری داشته حتی نقش در مرگ سلول دارد.

49 با تشكر و موفقيت شما دانشجويان عزيز
با تشكر و موفقيت شما دانشجويان عزيز