Хорошо известно, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель. Причиной понижения температуры замерзания (как и повышения температуры кипения) растворов является уменьшение давления пара, что можно проиллюстрировать с помощью диаграммы состояния воды (рис. 7.12).
Сплошные линии выражают границы фазовых полей для чистой воды. Напомним, что линия 1 отображает равновесие “жидкость - пар”. После добавления к воде нелетучего растворённого вещества давление пара над раствором (пунктирная линия 2 ) понижается при любой температуре.
Любая жидкость будет замерзать (отвердевать) тогда, когда давление пара над ней сравнивается с давлением пара над твёрдой фазой (в случае воды - надо льдом). Поэтому и температура замерзания раствора Т зам будет меньше, чем температура замерзания Т о зам чистого растворителя - воды.
Ф.М.Рауль (1883) опытным путём установил, что понижение температуры замерзания (иначе - депрессия замерзания )
DT зам = Т о зам - Т зам ,
вызываемое разными растворёнными веществами, взятыми в одинаковых молярных количествах, одинаково для данного растворителя.
При различных концентрациях растворённых веществ DT зам пропорционально их моляльной концентрации m :
DT зам = К кр m (7.1)
Коэффициент пропорциональности К кр в уравнении (7.1), называемый криоскопической константой , представляет собой молярное понижение температуры замерзания. Эта величина численно равна понижению температуры замерзания раствора, содержащего 1 моль растворённого вещества в 1 килограмме растворителя при условии, что раствор обладает свойствами идеального. Криоскопическая константа является характеристикой растворителя, её величина не зависит от природы растворённого вещества.
Моляльная концентрацияможет быть выражена через массы растворённого вещества (b) и растворителя (а) в граммах (см. п. 7.3):
где М - молярная масса растворённого вещества (г/моль). Подставляя это выражение в уравнение (7.1), получим
Из этого уравнения следует одно очень важное обстоятельство, а именно: зная точный состав разбавленного раствора и измеряя температуры замерзания чистого растворителя и раствора, можно рассчитать молярную массу растворённого вещества:
Уравнение (7.2) лежит в основе криоскопического (или криометрического )метода определения молярной массы веществ по понижению температуры замерзания их растворов.Криометрический метод находит широкое применение в лабораторной практике, в том числе и в фармации.
Повышение температуры кипения растворов. Эбуллиоскопическая константа. Эбуллиоскоическое определение молярной массы веществ.
Повышение температуры кипения растворов. Эбулиометрия
Кипение растворов, как и чистых жидкостей, начинается при температуре, соответствующей достижению общего давления пара, равного атмосферному. Из рассмотрения диаграммы состояния воды (рис. 7.12), следует, что в случае раствора это достигается при более высокой температуре, чем в случае чистой воды. Как и понижение температуры замерзания (плавления), повышение температуры кипения растворов по сравнению с чистым растворителем
DТ кип = Т кип - Т о кип
пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:
DТ кип = К э m
где К э - эбулиоскопическая (эбулиометрическая )константа или молярное повышение температуры кипения. Она численно равна повышению температуры кипения раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества в 1 килограмме растворителя при условии, что раствор обладает свойствами идеального. Эбулиоскопическая константа, как и криоскопическая, является характеристикой растворителя, и её величина не зависит от природы растворённого вещества.
Повышение температуры кипения раствора может быть использовано для расчёта молярной массы растворённого вещества эбулиометрическим (эбулиоскопическим )методом по уравнению (7.3), подобному тому, которое используется в криометрии. Обозначения в уравнении (7.3) аналогичны обозначениям, использованным в уравнении (7.2).
DT зам а
Осмос. Осмотическое давление растворов неэлектролитов. Уравнение Вант-Гоффа.
Осмос - явление самопроизвольного перехода растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую два раствора или раствор и чистый растворитель. Причиной осмоса является различие химических потенциалов растворителя по обе стороны полупроницаемой мембраны и стремление системы к выравниванию его концентрации в растворах, находящихся по обе стороны полупроницаемой мембраны.
Высота поднятия жидкости во внутреннем сосуде осмометра не зависит от природы растворённого вещества, но зависит от его концентрации и от температуры, а именно: чем больше концентрация вещества и чем выше температура, тем выше поднимается уровень жидкости. Осмос продолжается не бесконечно, через какое-то время он останавливается. Если мембрана разделяет два раствора с различной, но не намного отличающейся концентрацией, осмос будет идти до практически полного выравнивания концентрации каждого из компонентов по обе стороны мембраны. Если же мембрана разделяет раствор и чистый растворитель или два раствора с сильно отличающимися концентрациями, осмос остановится из-за того, что ему будет препятствовать гидростатическое давление поднимающегося столба жидкости. При остановке осмоса в системе наступает динамическое равновесие, характеризующееся равенством скоростей диффузии растворителя через мембрану в обоих направлениях. Вообще осмос можно приостановить любым давлением, направленным противоположно ему. Очевидно, что давление, необходимое для остановки осмоса, равно по величине тому давлению, которое оказывают при диффузии через мембрану молекулы растворителя. Это избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса, называется осмотическим давлением . Осмотическое давление обозначается буквой p ; размерность его в системе СИ - Па, но на практике часто используется и внесистемная единица атм.
Если два раствора обладают одинаковым осмотическим давлением, их называют изотоническими . Когда осмотические давления растворов различны, тот раствор, у которого осмотическое давление больше, называется гипертоническим , тот у которого оно меньше - гипотоническим .
В 1887 г. Я.Вант-Гофф вывел уравнение, связывающее осмотическое давление раствора неэлектролита с его концентрацией:
p = CRT (7.4)
где С - молярная концентрация растворённого вещества.
Электрохимия. Основные понятия. Значение электрохимии для медицины и фармации, биологии.
Электрохимия - раздел физической химии, изучающий физико-химические свойства ионных систем (растворов, расплавов или твёрдых электролитов), а также явления, происходящие на поверхностях раздела фаз с участием заряженных частиц - ионов и электронов.
Электрод - это электрический проводник, имеющий электронную проводимость (проводник 1-го рода) и находящийся в контакте с ионным проводником - электролитом (ионной жидкостью, ионизированным газом, твёрдым электролитом).
Электро́дный потенциа́л - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита.
Электри́ческая проводи́мость (электропроводность, проводимость) - способность тела проводить электрический ток, а также физическая величина, характеризующая эту способность и обратная электрическому сопротивлению.
Электроли́т - вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов.
Электро́лиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита.
Законы электрохимии лежат в основе многих широко распространённых методов исследования и анализа (потенциометрия, кондуктометрия, полярография, амперометрия и др.). В химической и фармацевтической промышленности при получении многих веществ используются электролиз и электросинтез (например, электросинтезом получается глюконовая кислота - сырьё для синтеза применяемого в медицинской практике глюконата кальция). Химические источники тока - гальванические элементы, аккумуляторы - настолько широко используются, что без них уже невозможно представить практически ни одной области деятельности человека.
В медицинской практике используются физиотерапевтические электрохимические методы, например, электрофорез, или приборы, в частности, электрокардиостимуляторы.
Еще М. В. Ломоносовым в 1764 г. был обнаружено, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители. Понижение температуры замерзания раствора связано с понижением упругости (давления) пара растворителя над раствором (изменение концентрации клеточного сока у растений к зиме).
Температурой замерзания раствора называется такая температура, при которой кристаллы растворителя находятся в равновесии с раствором данного состава.
Разность Δt = t 0 ° — ti° называется понижением температуры замерзания раствора и будет тем больше, чем больше концентрация раствора. Количественно эта зависимость выражается уравнением:
Δt = K С m (36)
где Δt — понижение температуры замерзания раствора;
Сm — моляльная концентрация;
К — коэффициент пропорциональности, называемый криоскопической постоянной растворителя или моляльным понижением температуры замерзания раствора.
Метод исследования, основанный на измерении понижения температуры замерзания растворов, называется криоскопическим методом.
Растворы замерзают при более низкой и кипят при более высокой температуре, чем чистые растворители.
Для растворов неэлектролитов согласно закону Рауля понижение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации (уравн.36).
Повышение температуры кипения раствора так же прямо пропорционально моляльной концентрации:
Δt кип =ЕC m (37)
Е- эбулиоскопическая постоянная.
Осмотическое давление растворов рассчитывается по формуле Вант-Гоффа:
Р осм =RTC м (38)
R- универсальная газовая постоянная 8,314 кДж/моль град
T- температура, 0 К, C м -молярная концентрация.
Контрольные вопросы
1.В чем суть закона распределения?
2.Вывод закона распределения.
3.Применение закона распределения.
4.На каком условии фазового равновесия основан вывод закона распределения?
5.Какие факторы влияют на значение коэффициента распределения?
6.Какая экстракция эффективнее: однократная или дробная?
Задачи
| Номер задания | m г H 2 O | m г САХАРОЗЫ | Номер задания | m г H 2 O | m г САХАРОЗЫ |
| 60 | .2 | ||||
| 55 | |||||
ПРИ КАКОЙ ТЕМПЕРАТУРЕ БУДУТ КИПЕТЬ РАСТВОРЫ, СОДЕРЖАЩИЕ В m г ВОДЫ m г САХАРА. ПОСТРОИТЬ ГРАФИК ЗАВИСИМОСТИ температуры кипения от содержания растворенного вещества в растворе
| Номер задания | m г H 2 O | m г САХАРОЗЫ | Номер задания | m г H 2 O | m г САХАРОЗЫ |
| 60 | |||||
| 55 | |||||
| Номер задания | m г H 2 O | m г ГЛЮКОЗЫ | Номер задания | m г H 2 O | m г ГЛЮКОЗЫ |
| 4,57 | 10,01 | ||||
| 12,57 | |||||
| 5,56 | |||||
| 14,40 | |||||
| 8,32 | 11,54 |
ОПРЕДЕЛИТЬ ТЕМПЕРАТУРУ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА В m г H 2 O КОТОРОГО, СОДЕРЖИТСЯ m г ГЛЮКОЗЫ ПОСТРОИТЬ ГРАФИК ЗАВИСИМОСТИ температуры ЗАМЕРЗАНИЯ от содержания растворенного вещества в растворе
Этот вопрос тесно связан с давлением насыщенного пара над жидкостью. Любая жидкость (чистый растворитель или раствор) закипает при такой температуре, при которой давление насыщенного пара над ней становится равным внешнему (атмосферному) давлению. Чистые растворители (вода, бензол, этанол и т.д.) имеют при данных условиях постоянную температуру кипения. Например, при внешнем (атмосферном) давлении 101,3 кПа температура кипения воды равна 100°С, так как при этой температуре давление насыщенного водяного пара как раз равно 101,3 кПа.
Растворы кипят при более высокой температуре, чем чистый растворитель. Если, например, растворить в воде какой-нибудь нелетучий электролит (сахар), то давление насыщенного водяного пара понизится, так как давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем (Р < Р о по закону Рауля). Чтобы поднять давление насыщенного водяного пара над раствором до внешнего давления 101,3 кПа, надо дополнительно нагреть раствор выше 100 о С, только тогда он закипит. Таким образом, температура кипения раствора всегда выше температуры кипения чистого растворителя.
Чистый растворитель кипит при температуре Т к о, так как при этой температуре давление насыщенного пара над ним равно внешнему давлению 101,3 кПа (этой температуре Т к о соответствует точка пересечения изобары при Р о = 101,3 кПа с кривой АВ). Раствор неэлектролита при температуре Т к о будет иметь меньшее давление на величину ∆Р. Давление насыщенного пара растворителя над раствором достигнет внешнего давления 101,3 кПа при более высокой температуре Т к, которая и будет являться температурой кипения раствора неэлектролита.
Разность температур кипения раствора (Т к) и растворителя (Т к о) называется повышением температуры кипения раствора (∆Т кип), то есть
∆Т к = Т к – Т к о > 0.
По закону Рауля (уравнение 5.2.) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально концентрации растворенного вещества. Поэтому повышение температуры кипения раствора должно возрастать с увеличением концентрации раствора, то есть чем выше концентрация раствора, тем больше ∆Т к.
Изучая кипение растворов, Ф.Рауль установил:
повышение температуры кипения ∆Т к разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:
∆Т к =E c m (Х) или ∆Т к = E , (5.4.)
где ∆Т к – повышение температуры кипения раствора;
c m (Х) – моляльная концентрация неэлектролита Х в растворе, моль/кг;
m(X) – масса неэлектролита (растворенного вещества), г (кг);
М(Х) – молярная масса растворенного вещества Х, г/моль (кг/моль);
m(р-ль) – масса растворителя, кг;
E –эбулиоскопическая (эбулиометрической) постоянной растворителя, кг К моль -1 (от латин. «ebullire» – выкипать).
Необходимо отметить, что для разбавленных растворов неэлектролитов повышение температуры кипения ∆Т к не зависит от природы неэлектролита, а зависит только от концентрации неэлектролита в растворе . При кипении раствора неэлектролита из раствора выкипает только растворитель, вследствие чего концентрация раствора в ходе его кипения возрастает. Это приводит к ещё большему повышению температуры кипения. Таким образом, раствор неэлектролита кипит не при определенной температуре, а в некотором температурном интервале. Температуру начала кипения данного раствора называют его температурой кипения.
Понижение температуры замерзания растворов неэлектролитов
Чистые растворители при постоянной температуре не только кипят, но и замерзают (кристаллизуются). Например, вода при 101,3 кПа превращается в лёд при 0 о С. Любая жидкость (чистый растворитель или раствор) замерзает при той температуре, при которой давление насыщенного пара над жидкостью сравняется с давлением насыщенного пара над твердой фазой (кристаллами), то есть установится равновесие процессов замерзания и плавления (равновесие между жидкой и твердой фазами). Это равенство давлений насыщенного пара над жидкой и твердой фазами выражает достигнутое системой состояние равновесия, при котором твердая фаза, жидкость и пар могут сосуществовать длительное время. Чистая вода замерзает при 0 о С, так как при этой температуре давление водяного пара над жидкой водой и твердым льдом одинаково.
Растворы неэлектролитов замерзают при более низкой температуре, чем растворитель. Температура замерзания раствора тем меньше, чем больше концентрация раствора неэлектролита.
Чистый растворитель замерзает при температуре Т з о, так как при этой температуре давление насыщенного пара над жидким растворителем равно давлению насыщенного пара над кристаллами растворителя. При температуре Т з о давление насыщенного пара растворителя над раствором неэлектролита меньше, чем над твердым растворителем на величину ∆Р. Чтобы давление насыщенного пара над раствором стало равным давлению насыщенного пара над твердой фазой, раствор неэлектролита надо дополнительно охладить до температуры Т з. Температура Т з называется температурой замерзания раствора и она будет меньше, чем температура замерзания чистого растворителя Т з о.
Разность температур замерзания растворителя (Т з о) и раствора (Т з) называется понижением температуры замерзания раствора (∆Т з), то есть
∆Т з = Т з о – Т з > 0.
Изучая замерзание растворов неэлектролитов, Ф.Рауль установил:
понижение температуры замерзания ∆Т з разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:
∆Т з = K c m (Х), (5.5.)
где в(Х) – моляльная концентрация неэлектролита Х в растворе, моль/кг;
К – криоскопическая постоянная растворителя, кг К моль -1 (от греч. «криос» – холод).
Криоскопическая постоянная зависит от природы растворителя и не зависит от природы растворенного вещества . Значения К з различных растворителей приводятся в справочных таблицах.
Для разбавленных растворов неэлектролитов понижение температуры замерзания (как и повышение температуры кипения ∆Т кип) не зависит от природы неэлектролита, а зависит только от концентрации неэлектролита в растворе, то есть определяется числом частиц в растворе, являясь коллигативным свойством раствора . Так как из раствора при замерзании кристаллизуется только растворитель, то концентрация раствора в ходе его замерзания увеличивается, что приводит к еще большему понижению температуры замерзания. Таким образом, раствор неэлектролита замерзает в некотором интервале температур. Температуру начала замерзания данного раствора называют его температурой замерзания.
Раздел химии, изучающий кипение раствора, называется эбулиоскопией (эбулиометрией), а изучающий замерзание растворов, называется криоскопией (криометрией). На измерениях температур кипения и температур замерзания растворов основаны эбулиоскопический и криоскопический методы определения молярных масс растворенных веществ. Для такого определения готовят разбавленный раствор определяемого вещества в подходящем растворителе с известной криоскопической или эбулиоскопической постоянной и точно измеряют ∆Т з или ∆Т к данного раствора. Чаще используют криоскопический метод, так как легче измерить точную величину ∆Т з.
Криоскопический метод используют в фармации для определения молярной массы новых лекарственных веществ, а также для определения концентрации лекарственного вещества.
5. Осмос и осмотическое давление в растворах. Закон Вант-Гоффа. Гипо-, гипер-, и изотонические растворы. Осмометрия.
Осмос является частным случаем диффузии. Как известно, диффузия – это направленное самопроизвольное тепловое движение вещества в сторону его меньшей концентрации, то есть это самопроизвольное проникновение одного вещества в среду другого . Частицы растворенного вещества и растворителя при их смешивании в результате беспорядочного теплового движения равномерно распределяются по всему объему и образуется гомогенная система – раствор. Диффузия прекращается, когда концентрация раствора во всем его объеме выравнивается, энтропия системы достигает максимального значения, а изменение энтропии станет равной нулю. Диффузия происходит на границе растворов различной концентрации, при этом вещество (и растворенное вещество, и растворитель) переносится туда, где его концентрация меньше, то есть частицы растворенного вещества перемещаются преимущественно из концентрированного раствора в разбавленный раствор , а молекулы растворителя – из разбавленного раствора в концентрированный. Таким образом, частицы растворителя и растворенного вещества в результате диффузии перемещаются в противоположных направлениях . Такая диффузия называется двусторонней (встречной) диффузией. Процесс диффузии на границе двух растворов происходит до полного выравнивания концентрации во всем объеме системы.
Если между двумя растворами различной концентрации поместить полупроницаемую перегородку, которая пропускает молекулы растворителя и не пропускает частицы растворенного вещества, то будет наблюдаться односторонняя диффузия молекул растворителя или осмос, то есть растворитель будет переходить из раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества в раствор с большей концентрацией .
Полупроницаемые перегородки или мембраны существуют в животных и растительных организмах, а также применяются в экспериментальных исследованиях. Мембраны могут быть животного происхождения (например, мочевой пузырь), растительного (оболочка клетки) и искусственного происхождения (пленки из целлофана, коллодия). Некоторые биологические мембраны проницаемы не только для молекул растворителя, но и для ионов и молекул растворенных веществ. Многие же полупроницаемые перегородки проницаемы только для молекул растворителя. При наличии таких мембран на границе растворов различной концентрации или на границе чистого растворителя и раствора наблюдается явление осмоса.
Осмос – это преимущественно односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемую перегородку из раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества в раствор с большей концентрацией этого вещества или из чистого растворителя в раствор растворенного вещества.
Движущей силой осмоса является увеличение энтропии системы, так как система переходит в менее упорядоченное состояние, энергия Гиббса при этом соответственно уменьшается (∆G < 0), поэтому осмос является самопроизвольным процессом.
Аналогично протекает процесс осмоса, если полупроницаемой мембраной разделены не растворитель и раствор сахара, а два водных раствора сахара различной концентрации. В этом случае наблюдается переход воды (растворителя) из менее концентрированного раствора в более концентрированный, пока не установится осмотическое равновесие, при котором осмотическое давление, заставляющее жидкость в более концентрированном растворе подниматься, станет равным гидростатическим давлением избыточного столба жидкости в трубке.
Осмотическое давление – это давление, которое нужно приложить к полупроницаемой мембране со стороны более концентрированного раствора, чтобы осмос прекратился.
Если же полупроницаемой мембранной разделены чистый растворитель и раствор, то осмотическим давлением можно назвать то давление, которое нужно приложить в процессе осмоса к раствору, чтобы привести его уровень к уровню чистого растворителя, то есть чтобы привести раствор в равновесие с чистым растворителем, отделенным от него полупроницаемой перегородкой.
Осмотическое давление есть количественная мера осмоса и для разбавленных растворов неэлектролитов рассчитывается по эмпирическому уравнению, предложенному на основе экспериментальных данных Вант-Гоффом и называется законом Вант-Гоффа:
P осм = С m (Х) RT, (5.7.)
где P осм – осмотическое давление, кПа;
С m (Х) – молярная концентрация растворенного вещества Х, моль/л;
Т – абсолютная температура, К;
R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль К.
Таким образом, в соответствии с законом Вант-Гоффа, при постоянной температуре осмотическое давление раствора прямо пропорционально молярной концентрации раствора .
Чем больше молярная концентрация, тем больше частиц растворенного вещества в единице объема раствора, тем больше осмотическое давление этого раствора.
В разбавленных растворах неэлектролитов осмотическое давление не зависит в явной форме от природы растворенного вещества и природы растворителя, не зависит от природы полупроницаемой мембраны, а зависит от температуры и концентрации раствора . Линейная зависимость осмотического давления от концентрации для большинства растворов неэлектролитов соблюдается при концентрации ≤ 1 10 -2 моль/л.
Осмотическое давление раствора равно такому давлению газа, которое показывало бы вещество, если бы оно находилось в газообразном состоянии при той же температуре и занимало объем, равный объему раствора.
Растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление, называются изотоническими растворами. В этих растворах одинаковая концентрация осмотически активных частиц. Например, осмотическое давление крови человека при 37 о С составляет 780 кПа. Такое же давление создает и 0,9%-ный водный раствор NaCl, который, следовательно, изотоничен с кровью и называется физиологическим раствором. Если клетку поместить в изотонический раствор, то клетка сохраняет свой размер и нормально функционирует. При больших потерях крови, например, после тяжелой операции, больным вводят большой объём изотонического раствора для возмещения потери жидкости с кровью. Допустимые колебания осмотического давления крови весьма незначительны и даже при тяжелой патологии не превышают нескольких десятков кПа.
Из двух растворов гипертоническим будет тот, у которого больше концентрация всех осмотически активных растворенных частиц, а значит больше осмотическое давление. Например, 10%-ный водный раствор NaCl будет гипертоническим по отношению к крови. Клетка в гипертоническом растворе испытывает плазмолиз, то есть потерю воды
В хирургии применяют гипертонические повязки (марля, смоченная в гипертоническом 10%-ном водном растворе NaCl), которые накладываются на гнойные раны. Тогда осмос направлен из раны, то есть соль вытягивает из раны жидкость, в результате рана постоянно очищается от гноя, микроорганизмов и продуктов распада. Гипертонические растворы в небольших количествах вводятся внутривенно при глаукоме, чтобы уменьшить избыточное количество влаги в передней камере глаза. Гипертонические растворы соли и сахара используют при консервировании продуктов, так как в этой среде происходит плазмолиз микроорганизмов.
Из двух растворов гипотоническим будет тот, у которого меньше концентрация всех растворенных частиц, а значит меньше осмотическое давление. Например, 0,5%-ный водный раствор NaCl будет гипотоническим по отношению к крови. Клетка в гипотоническом растворе испытывает лизис.
Человеческий глаз имеет определенную концентрацию и давление глазной жидкости. Эта концентрация больше, чем в пресной воде, поэтому после купания (в озере или реке) наблюдается припухлость глаз, так как вследствие осмоса часть воды проникает в глаз. И, наоборот, после купания в морской воде наблюдается резь в глазах, так как концентрация растворенных веществ в морской воде больше, чем в глазной жидкости, и вода вследствие осмоса выделяется частично из глаза.
Осмометрия - совокупность методов определения осмотического давления.Для изучения осмоса применяют осмометр. Наружный сосуд 1 заполняют чистым растворителем (например, водой 1, а внутренний сосуд 2 заполняют раствором неэлектролита (например, сахара)). Дно внутреннего сосуда с трубкой делают из полупроницаемой мембраны (целлофан, мочевой пузырь и т.д.), которая проницаема только для молекул растворителя. Тогда молекулы воды будут перемещаться как из внутреннего сосуда во внешний, так и из внешнего сосуда во внутренний, то есть молекулы воды могут переходить через мембрану в обоих направлениях. Однако преимущественно вода будет диффундировать через мембрану в раствор (внутренний сосуд), так как концентрация воды в растворе меньше. Поэтому уровень жидкости в трубке внутреннего сосуда постепенно повышается. Это приведет к увеличению гидростатического давления на раствор во внутреннем сосуде, что будет увеличивать скорость перехода воды в обратном направлении: из внутреннего сосуда в наружный. Наконец, когда жидкость поднимется во внутреннем сосуде на высоту h, скорость диффузии воды из наружного сосуда во внутренний и обратно сравняются и подъем жидкости в трубке прекратится. При наступлении осмотического равновесия гидростатическое давление избыточного водяного столба в трубке станет равным осмотическому давлению, которое служит количественной характеристикой осмоса и которое заставляет жидкость подниматься во внутреннем сосуде. Измеряя гидростатическое давление при таком равновесии, можно определить величину осмотического давления.
6. Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Плазмолиз и гемолиз.
Растворы имеют ряд свойств, которые при данной температуре не зависят от природы растворенного вещества, а определяются числом частиц в растворе . Эти свойства называют коллигативными (коллективными), то есть связанными друг с другом , так как они обусловлены близкими причинами и пропорциональны числу (концентрации) растворенных частиц: чем больше растворенных частиц в растворе, тем сильнее выражены коллигативные свойства . К коллигативным свойствам относятся: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения раствора, понижение температуры замерзания раствора и осмотическое давление.
Изучение разбавленных растворов неэлектролитов показало, что коллигативные свойства этих растворов изменяются пропорционально концентрации растворенного в этом растворе неэлектролита. Справедливость законов Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов подтверждается результатами многих опытов. Если же рассматривать коллигативные свойства растворов электролитов (кислот, оснований, солей и др.), то для них осмотическое давление П, понижение давления пара ∆Р, понижение температуры замерзания ∆Т з и повышение температуры кипения ∆Т к будут превышать значения, рассчитанные по законам Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов той же концентрации . Так, например, осмотическое давление 0,05 М раствора NaCl будет примерно в 2 раза больше, чем вычисленное по закону Вант-Гоффа для 0,05 М раствора неэлектролита (например, глюкозы). Во столько же раз и ∆Т к, и ∆Т з этого раствора NaCl больше теоретического значения, рассчитанного по закону Вант-Гоффа.
Вант-Гофф такое несоответствие результатов растворов электролитов по сравнению с растворами неэлектролитов объяснил диссоциацией электролитов в растворе, в результате чего увеличивается общее число осмотически активных частиц (молекул и ионов совместно) в растворе по сравнению с раствором неэлектролита, то есть увеличивается суммарная концентрация всех частиц в растворе электролита. Например, молярная концентрация ионов Na + и ионов Cl – в 0,05 М растворе NaCl будет примерно в 2 раза больше, чем молярная концентрация частиц (молекул) в 0,05 М растворе глюкозы (неэлектролита), поэтому и осмотическое давление, ∆Т к и ∆Т з тоже будут приблизительно в 2 раза больше.
Чтобы использовать законы Вант-Гоффа и Рауля для количественного описания коллигативных свойств электролитов, Вант-Гофф предложил ввести в соответствующие уравнения в виде сомножителя поправочный коэффициент i, который называется изотоническим коэффициентом Вант-Гоффа (от греч. «изос» - равный и «тонос» – давление, то есть, выравнивающий давление коэффициент), показывающий, во сколько раз осмотическое давление данного раствора электролита больше осмотического давления раствора неэлектролита той же концентрации:
Изотонический коэффициент i для каждого раствора электролита определяется экспериментально. Согласно Вант-Гоффа, изотонический коэффициент равен:
i=1+ α*(n-1)
где α – cтепень диссоциации; n – число ионов;
Следовательно, для разбавленных растворов электролитов коллигативные свойства могут быть рассчитаны по следующим уравнениям:
, ∆Т к = i E в(Х),
∆Т з = i К C m (Х), П = i С m (Х) RT, (5.9.)
Для растворов неэлектролитов значение изотонического коэффициента i = 1, для растворов электролитов i > 1 .
Так как изотонический коэффициент i есть следствие диссоциации электролита в растворе, поэтому он связан со степенью диссоциации (степенью ионизации) α:
, (5.10)
где n ион – число молей ионов, образующихся при диссоциации
(ионизации) 1 моля электролита.
Например, для NaCl n ион = 2, для K 2 SO 4 n ион = 3.
Если α = 0 (то есть неэлектролит), то i = 1. Если α = 1, то i = n ион. Таким образом, изотонический коэффициент для растворов электролитов изменяется от 1 до n ион. Например, для водного раствора K 2 SO 4 значение i может изменяться от 1 до 3, для водного раствора NaCl – от 1 до 2. С уменьшением концентрации электролита в растворе путем его разбавления водой значение изотонического коэффициента i увеличивается, приближаясь к целочисленному значению n ион для предельно разбавленного раствора электролита.
Явление осмоса играет важную роль во многих биологических системах. Важнейшие физиологические процессы в основном имеют явление осмоса. Осмос исключительно важен для животных и растительных организмов. Осмос и осмотическое давление ответственны за процессы движения веществ по организму . За счет осмоса осуществляется питание клеток (стенки клеток избирательно пропускают питательные вещества) и выделение продуктов распада, то есть осуществляется обмен веществ . Вследствие осмотического давления обеспечивается упругость клеток (тургор), обеспечивающая эластичность тканей и сохранение определенной формы органов . В процессе осмоса происходит подъем воды по стеблю растений, подъем жидкости в ткани и клетки. За счет осмоса стебли и листья деревьев обладают упругостью, так как вода за счет осмоса создает в них избыточное давление, которое слегка растягивает оболочки клеток и поддерживает их в напряженном состоянии. Если уменьшается осмотическое давление, то деревья вянут, то есть происходит потеря жидкости. Животные клетки имеют оболочки, обладающие свойствами полупроницаемых мембран. При помещении таких клеток в растворы различной концентрации может наблюдаться осмос. Для человеческого организма характерно определенное соотношение концентрации вещества внутри клетки (С 1) и концентрации вещества в околоклеточной жидкости (С 2). Если это соотношение концентраций (С 1 и С 2) соответствует нормальному физиологическому состоянию организма, то это состояние называется тургор, то есть в этом состоянии происходит нормальный обмен (без нарушений) веществ между клеткой и окружающей её средой. Если нормальное состояние организма нарушено в силу каких-то причин и околоклеточная жидкость (окружающая среда) получает дополнительное количество какого-то вещества, то в этом случае нормальное соотношение между С 1 и С 2 нарушается и будет С 1 << С 2 . Тогда осмос, то есть направленное движение растворителя, будет из клетки в окружающую среду, в результате клетка обедняется растворителем (водой) и происходит сморщивание (высушивание) клетки, то есть клетка будет сжиматься. Это явление называется плазмолизом .
Если, наоборот, разбавить околоклеточную жидкость (окружающую среду) растворителем (водой), то получим С 1 > C 2 . Тогда осмос будет направлен внутрь клетки, то есть растворитель преимущественно будет из менее концентрированного раствора переходить внутрь клетки, в результате клетка будет разбухать, то есть увеличиваться и может произойти разрыв оболочки и клетка разрушится и произойдет вытекание содержимого клетки. Такое разрушение клетки называется лизисом . В случае эритроцитов этот процесс называют гемолизом .
Таким образом, осмос всегда направлен в более концентрированный раствор. Процессы плазмолиза и лизиса зависят от проницаемости оболочек клеток. Например, если концентрированные растворы солей и глюкозы вызывают стойкий плазмолиз, то растворы этанола и хлороформа его не вызывают. Это связано с тем, что этанол и хлороформ, как и вода, легко проникают через клеточные мембраны.
7. Осмотическое давление растворов биополимеров. Уравнение Галлера. Полиэлектролиты. Изоэлектрическая точка и её определение. Онкотическое давление плазмы и сыворотки крови.
Для НМС осмотическое давление (P осм) подчиняется уравнению Вант-Гофа:
P осм =C m RT,
Осмотическое давление растворов ВМС с повышением концентрации не подчиняется закону Вант-Гоффа. Это объясняется гибкостью макромолекул ВМС. Они проявляют себя в растворе, как несколько молекул меньшего размера.
Для расчёта П осм растворов ВМС используется уравнение Галлера:
П осм ,
где М – молярная маса ВМС, г/моль,
С – концентрация раствора ВМС, г/л,
К – константа, зависящая от прироы вещества ВМС и растворителя. «К» определяют графически.
Все биологические мембраны проницаемы только для НМС и непроницаемы для белков полисаха.
Среди полимеров есть электролиты и неэлектролиты.
Свойства полимерных электролитов отличаются от полимеров – неэлектролитов. Полиэлектролиты, аналогично низкомолекулярным электролитам, проводят электрический ток, растворяются в полярных растворителях.
Полиэлектролиты – это полимеры, содержащие ионогенные группы.
По природе образуемых ионов полиэлектролиты можно разделить на 3 группы:
1. Анионактивные
2. Катионактивные.
Это полимеры, содержащие группы основного типа. Например, аминогруппу. (синтетические ВМС)
3. Полиамфолиты
–СОО - и –NH 3 + .
Знак заряда белков и его величина зависит от рН среды:
Значение рН, при котором суммарный заряд макромолекулы полиамфолита становится равным 0 , называется изоэлектрической точкой (И.Э.Т.).
Методы определения ИЭТ
Прямой:
В буфере с рН=ИЭТ белок не будет перемещаться в электрическом поле , так как он электронейтрален в ИЭТ.
Косвенные методы:
- по степени набухания (минимальное набухание будет в растворе с рН=ИЭТ);
- по скорости застудневания (быстрее всего застудневание произойдёт в растворе, рН которого соответствует ИЭТ);
- по вязкости (в растворе, с рН, равным ИЭТ белка, макромолекула белка свёртывается в клубок, поэтому вязкость будет минимальной );
-по степени коагуляции
В буферные растворы с различным значением рН вносят равные количества исследуемого белка и добавляют спирт или ацетон. Наибольшая мутность будет наблюдаться в растворе с буфером, рН которого соответствует ИЭТ данного белка.
Осмотическое давление белков плазмы крови называют онкотическим давлением . Оно значительно меньше давления, создаваемого растворёнными в плазме солями, так как белки имеют огромную молекулярную массу, и, несмотря на большее их содержание в плазме крови по массе, чем солей, количество их грамм-молекул оказывается относительно небольшим.
Онкотическое давление препятствует чрезмерному переходу воды из крови в ткани и способствует реабсорбции её из тканевых пространств, поэтому при уменьшении количества белков в плазме крови развиваются отёки тканей.
8. Элементы теории растворов слабых и сильных электролитов. Активность и коэффициент активности. Ионная сила растворов. Электролиты в организме человека.
Все вещества по способности проводить электрический ток делятся на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых способны проводить электрический ток, то есть вещества, которые в растворах или расплавах распадаются на ионы, то есть диссоциируют (ионизируют).
Электролитами являются кислоты, основания, соли и другие вещества. В этих веществах имеется ионная химическая связь (например, NaCl) или сильнополярная и среднеполярная ковалентная химическая связь (например, HCl, H 2 S).
Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, то есть не распадаются на ионы.
В настоящее время существуют две теории электролитической диссоциации: теория слабых и средних электролитов (классическая теория электролитической диссоциации С.Аррениуса) и теория сильных электролитов , основные положения которой разработаны П.Дебаем и Э.Хюккелем в 1923 г.
Согласно теории С.Аррениуса процесс диссоциации слабых электролитов – обратимый процесс, то есть в растворе электролита есть не только ионы, но и молекулы электролита .
Аррениус ошибочно считал, что и в растворах сильных электролитов происходит обратимая диссоциация электролита на ионы, так как найденные опытным путем значения электрической проводимости, изотонического коэффициента i, коллигативных свойств растворов сильных электролитов (осмотическое давление, ∆Т к и ∆Т з) оказываются меньше, чем следовало бы ожидать при 100%-ной диссоциации электролита, поэтому рассчитанная степень диссоциации электролита оказывалась меньше 100%.
Однако сильные электролиты в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы и истинная степень диссоциации для них равна 100% вне зависимости от концентрации электролита в растворе, что подтверждается физическими и физико-химическими методами исследования. Рентгеноструктурное исследование кристаллов сильных электролитов типа KCl показало, что такие ионные соединения даже в твердом виде состоят не из молекул, а из положительно (К +) и отрицательно (Cl –) заряженных ионов, расположенных в узлах кристаллической решетки. Кроме того, исследование концентрированных растворов сильных электролитов оптическими методами показало отсутствие молекул даже в очень концентрированных растворах. Поэтому в водных растворах сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы. И в отличие от растворов слабых электролитов их растворы содержат большое число ионов, то есть в не очень разбавленных растворах создается большая плотность ионов и расстояние между ионами мало . В результате между ионами возникают силы электростатического взаимодействия . При этом каждый ион в растворе окружается противоположно заряженными ионами, в то время как ионы одноименного знака заряда располагаются дальше друг от друга. Каждый ион окружен шарообразным роем противоположно заряженных ионов, получившим название «ионной атмосферы». В таких растворах ионы не вполне свободны, движение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. При этом ионы сольватируются (электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя), что также отражается на их свойствах.
В растворах сильных электролитов при повышенных концентрациях может происходить также ассоциация ионов (объединение простых молекул или ионов в более сложные, не вызывающие изменения химической природы вещества.) Так, в водных растворах, например, установлено образование ионов BaCl + , LiCl 2 - и др. При увеличении концентрации электролита вероятность ассоциации ионов возрастает.
Если же раствор сильного электролита (например, KCl) поместить в постоянное электрическое поле, разноименно заряженные ионы (К + и Cl –) будут перемещаться к противоположно заряженному электроду. При этом каждый ион стремится двигаться в одну сторону (например, ион К + движется к катоду), а окружающая его «ионная атмосфера» - в противоположную сторону (ионы Cl – движутся к аноду), то есть «ионная атмосфера» тормозит движение и уменьшает подвижность иона . Чем больше концентрация электролита в растворе, тем сильнее проявляется тормозящее действие «ионной атмосферы» , так как силы межионного электростатического притяжения увеличиваются . В результате направленное движение ионов к электродам замедляется, а, следовательно, уменьшается число ионов, проходящих через раствор в единицу времени , то есть электропроводность раствора уменьшается . Кроме того, движение ионов тормозится также сольватными оболочками.
В результате тормозящего действия «ионных атмосфер» (межионные взаимодействия) уменьшается эффективность ионов в таких явлениях, как электропроводность раствора, осмотическое давление, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов электролитов. Если теперь рассчитать степень ионизации сильного электролита (например, KCl) по измеренной опытным путем электропроводности его растворов (или по измеренному коллигативному свойству этого раствора), то получаются заниженные значения, то есть
α < 100%, при этом с ростом концентрации сильного электролита степень ионизации его уменьшается .
Однако уменьшение степени ионизации электролита с ростом его концентрации объясняется не образованием молекул посредством соединения ионов, а увеличением межионных взаимодействий, вследствие чего подвижность ионов в растворе уменьшается . Поэтому, определенное по электропроводности (или по коллигативным свойствам) раствора значение степени диссоциации α сильных электролитов называется кажущейся степенью диссоциации, так как она не соответствует действительной степени распада электролита на ионы.
Наиболее интригующая область приложения криобиологии – науки о влиянии низких и сверхнизких температур на биологические объекты – поиск возможностей сохранения живых организмов или отдельных органов в состоянии глубокой заморозки. Методика криосохранения отдельных клеток или, например, эмбрионов разработана неплохо, но обратимое (т. е. с сохранением жизнеспособности после размораживания) замораживание крупных объектов наталкивается на серьезные препятствия. Основная трудность состоит в том, что при больших объеме и массе трудно добиться равномерного охлаждения. Неравномерное же замерзание приводит к серьезным и необратимым повреждениям клеток и тканей. Между тем решение этой проблемы могло бы помочь, например, созданию банка органов для трансплантации и тем самым спасти жизнь тысячам больных. Еще более заманчивой выглядит возможность сохранения в состоянии глубокого охлаждения тяжелобольного – до тех пор, пока медицина не окажется в состоянии ему помочь, может быть, через десятилетия.
Наибольшую опасность при замораживании представляет механическое повреждение мембран клеток образующимися кристаллами льда. Образуясь как вне, так и – что гораздо опаснее – внутри клеток, они разрывают липидный бимолекулярный слой, формирующий эти мембраны.
Для защиты клеток от повреждения при замораживании используют специальные вещества – криопротекторы. Они делятся на две группы: проникающие внутрь клетки, или эндоцеллюлярные (диметилсульфоксид (ДМСО), ацетамид, пропиленгликоль, глицерин, этиленгликоль), и не проникающие или экзоцеллюлярные (полиэтиленгликоли и полиэтиленоксиды, фиколл, сахароза, трегалоза и др.), которые действуют снаружи, осмотически вытягивая из клетки воду.
Последнее выгодно: чем меньше в клетке останется воды, тем меньше потом образуется льда. Но удаление воды приводит к повышению концентрации остающихся внутри клетки солей – вплоть до значений, при которых происходит денатурация белка. Эндоцеллюлярные же криопротекторы не только снижают температуру замерзания, но и разбавляют образующийся при кристаллизации «рассол», не давая белкам денатурироваться.
Наиболее широкое применение нашли глицерин и ДМСО. При добавлении их к воде температура ее замерзания понижается, достигая низшего значения при соотношении примерно 2:1. Эта наиболее низкая температура называется эвтектической , или криогидратной . При дальнейшем же охлаждении таких смесей размеры образующихся кристаллов льда оказываются столь мелкими (сравнимыми с размером кристаллической ячейки), что они не наносят значительных повреждений структурам клеток.
Если бы можно было довести концентрацию криопротектора в живых тканях до эвтектической, это позволило бы полностью решить проблему повреждения тканей ледяными кристаллами. Однако при таких концентрациях любые известные криопротекторы оказываются токсичными.
На практике используют концентрации криопротекторов значительно меньшие, чем эвтектические, – и при этом часть воды все же замерзает. Так при использовании 27%-ного раствора глицерина 40% присутствующей в клетке воды образует с глицерином эвтектическую смесь, остальная же ее часть замерзает. Однако, как показали эксперименты, проведенные в 1954–1960 гг. английским криобиологом Одри Смит, золотистые хомячки способны выживать в ситуации, когда в лед превращалось до 50–60% воды, содержащейся в тканях их головного мозга!
Большое значение для решения проблемы обратимого замораживания имеет скорость охлаждения. При медленном охлаждении (в парах жидкого азота или в специальных программных замораживателях) кристаллы льда образуются в основном в межклеточном пространстве. По мере охлаждения они растут, оттягивая на себя воду из клеток. Как уже было сказано, это позволяет существенно уменьшить повреждения, наносимые кристаллами клеткам, – но и концентрация солей внутри клеток значительно возрастает, повышая риск денатурации белков.
К сожалению, оптимальные скорости понижения температуры, при которых достигается компромисс между повреждающими действиями кристаллов льда и высокими концентрациями растворенных веществ, для разных типов клеток сильно различаются. Различны также и оптимальные для них концентрации криопротекторов. Это сильно затрудняет криосохранение органов и тканей, включающих несколько различных типов клеток, а тем более – целых организмов.
При быстром охлаждении (например, опускании образца в жидкий азот) вода не успевает продиффундировать из клеток наружу; кристаллы образуются как вне, так и внутри клеток, но за счет более быстрого охлаждения они оказываются значительно мельче, чем в первом случае, и успевают образоваться не во всех клетках. Токсичных концентраций солей при этом удается избежать, а продолжительность их воздействия оказывается меньше, как и продолжительность вредного воздействия криопротекторов. Последнее позволяет использовать более высокие их концентрации.
При достаточно быстром охлаждении до 0 °С и несколько ниже вода замерзает (кристаллизуется) не сразу. Сначала образуется переохлажденная жидкость. В упомянутых экспериментах Смит ей в отдельных случаях удавалось охладить золотистых хомячков до –6 °С без образования кристаллов льда. При этом кожа и конечности животных оставались мягкими. А после согревания хомячки оживали без видимых вредных последствий. Беременные самки (если переохлаждение имело место в первой половине срока беременности) приносили нормальных детенышей.
Существует методика проведения хирургических операций на новорожденных детенышах мелких млекопитающих – например, мышатах. Наркоз в таком возрасте практически неприменим, и поэтому детенышей в течение 15–20 минут просто охлаждают до потери подвижности и чувствительности. Известен случай, когда при проведении таких исследований (влияние удаления вомероназального органа на поведение грызунов) в лаборатории одного из московских институтов нескольких новорожденных детенышей джунгарского хомячка по небрежности экспериментатора просто забыли лежащими на ватной подстилке в камере с температурой –12 °С. После извлечения – через 2–3 часа – они были совершенно твердыми, и их тела в буквальном смысле «издавали деревянный стук». Через некоторое время при комнатной температуре детеныши ожили, начали двигаться и издавать звуки...
Жидкости в организме начинают замерзать обычно при –1... –3 °С. Однако по мере того, как часть воды превращается в лед, концентрация растворенных веществ в оставшейся жидкости возрастает и температура замерзания этой жидкости продолжает снижаться.
Температура полного замерзания различных биологических жидкостей сильно варьирует, но в любом случае оказывается ниже –22...–24 °С.
Вероятность образования «зародыша» кристалла льда за единицу времени в переохлажденной жидкости пропорциональна объему этой жидкости и сильно зависит от температуры: при –40 °С и при давлении в 1 атм. кристаллизация чистой воды происходит практически мгновенно, но при еще более низких температурах (порядка –70 °С скорость роста кристаллов замедляется за счет увеличения вязкости воды. Наконец, при температуре примерно –130 °С рост кристаллов полностью приостанавливается. Если охлаждать жидкость достаточно быстро, чтобы «проскочить» температуру активной кристаллизации прежде, чем успеют сформироваться кристаллы опасного размера, вязкость возрастает настолько, что образуется твердое стеклообразное вещество. Это явление называется стеклованием или витрификацией .
Если удастся охладить клетки или ткани до температуры стеклования, они смогут сохраняться в таком состоянии неограниченно долго, а полученные при этом повреждения окажутся несравненно меньше, чем при охлаждении с кристаллизацией. Собственно, это и явилось бы решением проблемы сохранения биологических объектов в состоянии глубокой заморозки. Правда, при оттаивании клеток для их оживления придется снова проходить опасный участок температур...
Скорость роста ледяных кристаллов в клетке может быть понижена за счет добавления к воде примесей, повышающих ее вязкость, – того же глицерина, сахаров и др. Кроме того, существуют вещества, блокирующие образование кристалликов льда. Такими свойствами обладают, например. специальные белки, вырабатываемые организмами ряда холодоустойчивых животных – арктических и антарктических рыб, некоторых насекомых и др. Молекулы этих веществ имеют участки, обладающие комплементарностью к поверхности кристаллика льда, – «садясь» на эту поверхность, они приостанавливают его дальнейший рост.
При охлаждении крупных (по сравнению с клеткой – от 1 мм и больше) объектов внутри них возникают, как правило, значительные градиенты температуры. Сначала замерзают внешние слои, и формируется так называемый фронт кристаллизации, движущийся снаружи внутрь. Концентрация растворенных в воде солей и других веществ перед этим фронтом резко увеличивается. Это приводит к денатурации белков и повреждениям других макромолекул клетки. Другой проблемой оказывается растрескивание тканей. Его причина – неравномерное и неоднородное охлаждение, особенно в ситуации, когда наружные слои затвердевают раньше внутренних.
Еще в 60-е гг. ХХ в. была предложена идея использовать для управления кристаллизацией воды высокое давление. Идея эта основана на понижении температуры фазового перехода вода/лед при повышении давления. При 2045 атм. температура кристаллизации чистой воды составляет –22 °С. Бoльшего снижения температуры замерзания достичь таким образом не удается – при дальнейшем росте давления она начинает вновь повышаться.
Еще в 1967 г. американец и его коллеги поставили эксперименты по замораживанию почек собаки. Исследователи подвергали почки перфузии 15%-ным раствором диметилсульфоксида (перфузия – введение веществ в биологический объект через систему кровеносных сосудов), после чего охлаждали их с одновременным повышением давления, так чтобы в каждый конкретный момент температура не была ниже точки замерзания, соответствующей данному давлению. Когда минимальное значение температуры (в данном случае, благодаря присутствию криопротектора оно составило около –25 °С) было достигнуто, давление снижали.
При быстром снятии давления переохлажденная до такой температуры жидкость может существовать не более нескольких секунд, после чего происходит спонтанная кристаллизация. Но кристаллы, образующиеся при этом, равномерно распределены по объему образца, и фронта кристаллизации не возникает, также как и неравномерного повышения концентрации солей. Кроме того, кристаллы, возникающие в этом случае, имеют малые размеры и зернистую форму и поэтому наносят клеткам сравнительно малые повреждения.
Однако в ходе процесса кристаллизации выделяется значительное количество тепла (скрытая теплота кристаллизации), в результате чего образец нагревается – в конечном счете до температуры кристаллизации, т. е. при снижении давления до атмосферного – примерно до 0 °С. После чего процесс замерзания, естественно, останавливается. В итоге при снятии давления кристаллизоваться успевало всего лишь около 28% воды, а остальная ее часть оставалась жидкой.
Для того, чтобы кристаллизовалась вся вода, нужно было бы перед снижением давления охладить образец до температуры примерно –80 °С – однако в этом случае лед начал бы образовываться гораздо раньше. М. Персидски решил проблему путем циклического приложения давления. Разогревшийся до 0 °С после первого снятия давления образец начинали охлаждать вновь – одновременно с повторным повышением давления. При очередном его «сбросе» успевала замерзнуть следующая порция жидкости, и т. д. В результате удалось достичь практически полной и «безвредной» кристаллизации воды, после чего температуру можно было уже безбоязненно понизить до
–130 °С (и ниже) при обычном атмосферном давлении и сохранять почку в таком состоянии неограниченно долго.
При оттаивании цикл повторяли в обратном порядке: почку разогревали до –28 °С, после чего повышали давление до 2000 атм. При этом происходило относительно равномерное по объему таяние ледяных кристаллов. Затем образец постепенно разогревали с одновременным снижением давления.
Сохраненные таким образом почки, по словам авторов эксперимента, «проявляли меньше признаков повреждения тканей, чем почки, замороженные любым другим способом» – хотя и не сохраняли жизнеспособность...
В дальнейшем техника замораживания при высоком давлении использовалась при подготовке биологических образцов для микроскопических исследований. Для того, чтобы сделать достаточно тонкий срез, образец нужно предварительно перевести в твердое состояние, однако при обычной заморозке структуры клеток при этом повреждаются настолько, что изучать оказывается практически нечего...
Давление в несколько тысяч атмосфер с успехом используется при замораживании продуктов в пищевой промышленности . При этом преследуются две цели. Во-первых, после долгого (а значит, при максимально низкой температуре) хранения вкус замороженного продукта должен как можно меньше отличаться от свежего. Для этого также важно, чтобы при заморозке не были разрушены клетки, что может быть в определенной степени достигнуто замораживанием при давлении около 2 тыс. атм. Другая цель – одновременная стерилизация продукта, которая достигается, напротив, разрушением клеток присутствующих в нем бактерий. Для этого необходимо уже гораздо более высокое давление – в 6 тыс. атм. и больше.
О новых же попытках использовать высокое давление для обратимого сохранения органов или целых организмов авторам неизвестно, а между тем этот путь кажется весьма перспективным. Разумеется, встает вопрос о повреждающем воздействии высокого давления. Известно, что при постепенном его повышении до примерно 500 атм. жизнеспособность клеток не снижается. При 6000 атм. и более практически все клетки погибают, а вот промежуточные значения могут оказывать различный эффект, в зависимости от типа и состояния клеток, содержания в них воды, солей и других веществ, температуры и т. д.
Однако можно рассчитывать, что постепенное повышение давления до необходимых 2 тыс. атм. не приведет к повреждению организма. Ведь в ходе подготовки к заморозке объект сначала охлаждается примерно до 0 °С (если это живое существо – оно перестает дышать) и помещается в заполненную жидкостью камеру. В 1961 г. американский исследователь С. Джейкоб в течение 30 минут подвергал давлению около 1000 атм. сердце собаки, только что вынутое из тела и продолжавшее сокращаться. После снятия давления сердцебиение возобновлялось.
Важно также, что некоторые вещества-криопротекторы оказываются одновременно и баропротекторами, т. е. защищают клетки и от воздействия высокого давления. «Хороший» криопротектор не только снижает температуру замерзания раствора, но и стабилизирует клеточные мембраны, делая их более эластичными.
Конечно, необходимо решить еще целый ряд проблем: в ходе экспериментов отработать оптимальный режим охлаждения, подобрать конкретные криопротекторы и т. д. Например, при прохождении циклов «сжатие с охлаждением – снятие давления» охлаждение происходит только с поверхности объекта. Это приводит к тому, что на периферии лед будет образовываться, тогда как в центре может, наоборот, происходить таяние уже имеющегося льда за счет повышения давления. Бороться с этим можно, как понижая температуру медленнее (и позволяя объекту охлаждаться более равномерно), так и повышая концентрацию веществ-криопротекторов в наружных слоях. При этом не обязательно повышать давление до максимальных значений. Можно, увеличив число циклов, оставаться в пределах заведомо безопасных 500–1000 атмосфер.
К тому же, как показали эксперименты Смит с золотистыми хомячками, для обратимого криосохранения может оказаться достаточно витрификации всего около 40% воды (и кристаллизации остальной части).
Так что имеющиеся данные вполне позволяют надеяться на использование высоких давлений для управления кристаллизацией свободной воды и криосохранения крупных биологических объектов-органов и даже целых организмов. Работы в этом направлении ведутся в Институте биофизики клетки РАН (Лаборатория криоконсервации генетических ресурсов под руководством) совместно с Институтом биомедицинских технологий и ГосНИИ ВТ им. .
Рис.69. Кривые изменения давления паров воды, льда и раствора в зависимости от температуры
Все чистые характеризуются строго определенными температурами (или точками) замерзания и кипения. Так, чистая при нормальном атмосферном давлении замерзает при 0° и кипит при 100°; бензол замерзает при 5,5°, а кипит при 80,1° и т. д. Эти температуры сохраняются неизменными до тех пор, пока вся жидкость не замерзнет или не превратится в пар.
Иначе обстоит дело с растворами. Присутствие растворенного повышает точку кипения и понижает точку замерзания растворителя, и тем сильнее, чем концентрированнее раствор. Поэтому растворы замерзают при более низких, а кипят при более высоких температурах, чем чистые растворители. Нетрудно доказать, что это является прямым следствием понижения давления пара растворов.
Как известно, всякая жидкость начинает кипеть при такой температуре, при которой давление ее насыщенного пара достигает величины внешнею давления. Например, под давлением 760 мм рт. ст. кипит при 100° потому, что при этой температуре давление водяного пара как раз равно 760 мм. Если же растворить в воде какое-нибудь вещество, давление ее пара понизится. Чтобы довести давление пара полученного раствора до 760 мм, очевидно, нужно нагреть раствор выше 100°. Отсюда следует, что точка кипения раствора всегда будет выше точки кипения чистого растворителя.
Более низкая температура замерзания раствора, по сравнению с чистым растворителем, объясняется тем, что точка замерзания есть та температура, при которой одновременно могут существовать твердая и жидкая фазы Жданного (стр. 218). Однако для этого необходимо, чтобы давление пара твердой и жидкой фаз было одинаковым, иначе пар будет переходить от одной фазы к другой до полного исчезновения той из них, над которой давление пара больше. Лед и могут неограниченно долго существовать вместе при 0° именно потому, что при 0° давление пара льда (4,6 мм) равно давлению пара воды. Эта температура и является точкой замерзания чистой: воды.
Если мы возьмем не чистую воду, а какой-нибудь раствор, давление его пара при 0° будет меньше 4,6 мм; поэтому лед, опущенный в такой раствор, быстро тает. Одновременное существование льда и раствора будет возможно только при температуре ниже 0°, и именно при такой, при которой давление их паров станет одинаковым. Другими словами, раствор будет замерзать при более низкой температуре, чем чистый растворитель.
Все эти соотношения становятся особенно ясными, если изобразить их графически, начертив кривые изменения давления паров с температурой. На рис. 69 линия аа 1 изображает кривую давления пара чистой воды, а линия bb 1 - кривую давления пара раствора. Так как при любой температуре давление пара раствора меньше давления пара чистой воды, линия bb 1 лежит ниже линии аа. Чтобы определить по этим кривым температуру кипения воды и раствора при каком-нибудь давлении, например при 760 мм, проведем из соответствующей точки оси ординат пря-мую, параллельную оси абсцисс. Из точек а 1 и b 1 пересечения этой прямой с кривыми давления пара опустим перпендикуляры на ось абсцисс. Температуры Т и Т 1 будут отвечать точкам кипения воды и раствора, так как при этих температурах давление их паров одинаково. Мы видим, что точка кипения раствора лежит выше точки кипения чистой воды.
Линия ас на рис. 69 изображает кривую давления пара льда. Мы уже говорили, что при температуре замерзания давление паров твердой и жидкой фаз растворителя или твердого растворителя и раствора должно быть одинаковым. Этому условию отвечают точки а и b пересечения кривых аа 1 и bb 1 с кривой ас. Температуры замерзания воды и раствора определяются как проекции точек а и b на ось абсцисс. В этом случае, как видно из рисунка, температуры Т и Т 1 расположены в обратном порядке, т. е. температура замерзания раствора меньше температуры замерзания воды.
При замерзании разбавленных растворов вначале выделяется в твердом виде чистый растворитель, например в случае водного раствора - чистый лед. Так как по мере выделения льда увеличивается, то температура замерзания не остается постоянной, а постепенно понижается. Однако выделение льда и понижение температуры замерзания происходят лишь до тех пор, пока не достигнет некоторой определенной для данного вещества величины, при которой весь раствор застывает в сплошную массу. Под микроскопом видно, что она состоит из тонких прослоек льда и растворенного вещества в твердом виде. Такая масса получила название эвтектики. Температура, при которой происходит ее образование, называется э в т е к т и ч е с к о и т е м п е р а т у р о й, а соответствующая - эвтектической концентрацией.
Возьмем, например, 10%-ный раствор поваренной соли и начнем его охлаждать. Первое появление кристаллов льда наблюдается около -7°. По мере выделения льда концентрация остающегося раствора увеличивается и температура замерзания падает все ниже и ниже. Наконец, когда концентрация NaCl достигает 24,42%, весь раствор застывает в сплошную белую массу - эвтектику. Это происходит при температуре -21,2°, которая и является, таким образом, эвтектической температурой для раствора поваренной соли.
Рис 70. Кривая замерзания растворов поваренной соли
Аналогичная картина наблюдается при охлаждении насыщенных растворов, т. е. таких растворов, в которых концентрация растворенного вещества выше эвтектической. Отличие в поведении этих растворов заключается в том, что при их охлаждении вначале выделяется не лед, а растворенное вещество в твердом виде. Например, из насыщенного при 20° раствора поваренной соли, содержащего 26,4% NaCl, при охлаждении выделяется соль. По мере выделения соли концентрация раствора уменьшается, и когда она становится равной 24,42%, происходит образование эвтектики (при температуре -21,2°). Таким образом, при охлаждении всякого насыщенного раствора после выделения некоторого количества кристаллов в конце концов образуется эвтектика.
На рис. 70 изображена кривая замерзания растворов поваренной соли различной концентрации. Из рисунка видно, что с увеличением концентрации температура замерзания понижается. Самой низкой точке кривой отвечает эвтектическая температура -21,2° и эвтектическая концентрация 24,42% NaCl. При дальнейшем увеличении концентрации температура замерзания (т. е. температура, при которой начинается выделение твердой фазы) снова повышается, но теперь из раствора выделяется в твердом виде уже не вода, а поваренная соль.
Эвтектическая температура является самой низкой из всех: возможных температур замерзания растворов данного вещества. Для различных веществ она весьма различна. Так, например, для: калийной селитры эвтектическая температура всего -2,9° (при эвтектической концентрации 10,9% KNO3), для поваренной соли -21,2°, для хлористого кальция -55°, для серной кислоты -75° и т. д.
Низкой эвтектической температурой поваренной соли объясняется таяние льда, посыпанного солью. Лед и соль не могут существовать вместе при температуре выше -21,2°; поэтому при смешивании с солью лед сейчас же начинает плавиться. Способностью льда поглощать при плавлении большое количество тепла пользуются для приготовления охлаждающих смесей, открытых Бойлем в 1665 г. и особенно тщательно изучавшихся Т. Е. Лови-цем. В 1792 г., смешивая снег с хлористым кальцием, Ловиц впервые достиг охлаждения до -50°. Понятно, что таким путем нельзя получить температуру ниже эвтектической.
Подобно тому, как при замерзании разбавленных растворов выделяющаяся твердая фаза состоит из чистого растворителя, так и при кипении растворов твердых веществ в жидкостях образующиеся пары состоят из чистого растворителя. Поэтому по мере выкипания жидкости концентрация раствора увеличивается и точка кипения повышается до тех пор, пока раствор не сделается насыщенным и не начнется кристаллизация. Как только начинается кристаллизация, концентрация раствора перестает изменяться и точка кипения становится постоянной.
С количественной стороны явления замерзания и кипения растворов были изучены Раулем, который экспериментальным путем установил следующие положения, известные под названием з а-конов Рауля:
1. Понижение точки замерзания пропорционально количеству вещества, растворенного в данном весовом количестве растворителя.
Так, например, раствор, содержащий в 100 г воды 5 г сахара, замерзает при минус 0,27°, а содержащий 10 г - при минус 0,54° и т. д.
2. Эквимолекулярные количества различных веществ, будучи растворены в одном и том же весовом количестве данного растворителя, понижают его точку замерзания на одной тоже число градусов.
Например, при растворении 0,1 граммолекулы сахара (34,2 г) в 1000 г воды точка замерзания понижается на 0,186°. Такое же понижение дает 0,1 граммолекулы глюкозы (18 г), 0,1 граммолекулы перекиси водорода (3,4 г) и т. д.
Понижение точки замерзания, соответствующее (по расчету) растворению 1 граммолекулы вещества в 1000 г растворителя (молекулярное понижение), есть величина постоянная для данного растворителя. Она называется криоскопической константой растворителя. Для различных растворителей криоскопические константы различны. Ниже приводим некоторые из них.
Криоскопические константы
Вода 1,86°
Бензол. . . . 5,1°
Уксусная кислота. . . 3,9°
Нафталин 6,9°
Совершенно аналогичные законы были установлены Раулем и в отношении повышения точек кипения. Молекулярное повышение точки кипения, т. е. повышение, вызываемое растворением 1 граммолекулы вещества в 1000 г растворителя, называется эбулиоскопической константой растворителя.
Эбулиоскопические константы
Вода … 0,52°
Бензол…2,53°
Эфир…1,82°
Хлороформ…3,61°
Математически законы Рауля могут быть выражены следующим уравнением:
∆t = K x C (1)
тде ∆t -понижение точки замерзания или повышение точки кипения растворителя; С - число молей растворенного вещества, приходящееся на 1000 г растворителя; К -коэффициент пропорциональности, равный соответственно криоскопической или эбулиоскопической константе растворителя (при С=1 ∆t = K). Так как число молей вещества равно его весу в граммах (т), деленному на (М), то, заменив в предыдущем
уравнении С на m: M, получим:
∆t = K(m:M) (2)
Законы Рауля применимы с теми же ограничениями, о которых мы говорили, излагая закон Вант-Гоффа: концентрированные растворы и растворы электролитов сильно отклоняются от этих законов.
Теоретическое обоснование законов Рауля было дано Вант-Гоффом, который указал на их связь с законом осмотического давления и вывел уравнения, позволяющие вычислить по понижению точки замерзания или по повышению точки кипения раствора.
На законах Рауля основаны очень удобные методы определения молекулярных весов растворенных веществ. Для определения берут навеску исследуемого вещества, растворяют ее в некотором количестве растворителя и устанавливают вызванное ею понижение температуры замерзания или повышение температуры кипения. По этим данным легко рассчитать растворенного вещества, если известна криоскопическая или эбулио-скопическая константа растворителя. Обратно, зная растворяемого вещества, таким же путем можно определить криоскопическую или эбулиоскопичеекую константу.