Wyznaczanie masy molowej i współczynnika izotonicznego Vant'Hoffa metodą pomiaru ciśnienia osmotycznego, Laboratoria z Chemia

Pobierz Wyznaczanie masy molowej i współczynnika izotonicznego Vant'Hoffa metodą pomiaru ciśnienia osmotycznego i więcej Laboratoria w PDF z Chemia tylko na Docsity! 1 Ćwiczenie 2 WYZNACZANIE MASY MOLOWEJ I WSPÓŁCZYNNIKA IZOTONICZNEGO VAN’T HOFFA METODĄ POMIARU CIŚNIENIA OSMOTYCZNEGO Jeżeli dwa roztwory o różnych stężeniach (lub rozpuszczalnik i roztwór) oddzielimy od siebie błoną półprzepuszczalną to cząsteczki rozpuszczalnika z roztworu bardziej rozcieńczonego (lub rozpuszczalnika) będą dyfundowały do roztworu bardziej stężonego. Taki jednokierunkowy spontaniczny przepływ cząsteczek rozpuszczalnika przez błonę półprzepuszczalną nazywamy osmozą. Błona półprzepuszczalna (celofan, błony celulozowe czy polisulfonowe) jest porowatą przegrodą, przez którą mogą przechodzić cząsteczki rozpuszczalnika, lecz nie mogą cząsteczki substancji rozpuszczonej (Ryc. 1). Cząsteczki substancji rozpuszczonej (np. jony soli) są zwykle większe od cząsteczek wody, dodatkowo są one często otoczone płaszczem zbudowanym z cząsteczek rozpuszczalnika (np. zhydratyzowane jony) i jako większe nie mogą swobodnie przechodzić przez pory w błonie. Jednym z najważniejszych przykładów osmozy jest transport płynów (wody) przez ściany komórki. Ryc. 1. Schemat działania błony półprzepuszczalnej. W zjawisku osmozy mamy do czynienia z procesem samorzutnego rozcieńczania się roztworu (patrz Ryc. 2). Na błonę od strony rozpuszczalnika wywierane jest ciśnienie i jest ono tym większe, im większa jest różnica stężeń po obu stronach błony. Aby powstrzymać przepływ rozpuszczalnika do roztworu, należałoby na roztwór zadziałać odpowiednio dużym ciśnieniem zewnętrznym. Ta wartość ciśnienia, która musi być zastosowana, aby przerwać przepływ rozpuszczalnika, nosi nazwę ciśnienia osmotycznego ( ). Zjawisko osmozy jest wywołane tendencją do wyrównania potencjału chemicznego cząsteczek rozpuszczalnika ( rozp) w roztworach po obu stronach przegrody. Aby zatem zrównoważyć obecność substancji rozpuszczonej, należy podziałać na roztwór ciśnieniem 2 i przywrócić w ten sposób równość potencjału chemicznego rozpuszczalnika ( rozp) po obu stronach przegrody (Ryc. 3). Ryc. 2. Zjawisko osmozy. Przenikanie rozpuszczalnika (wody) do roztworu powoduje podnoszenie się słupa cieczy w roztworze na wysokość, w której ciśnienie osmotyczne zostaje zrównoważone przez ciśnienie hydrostatyczne słupa cieczy. Wysokość słupa cieczy jest więc proporcjonalna do ciśnienia osmotycznego. Ryc. 3 Ciśnienie osmotyczne Zjawisko osmozy można wytłumaczyć korzystając z równań termodynamicznych. Przyjmijmy, że potencjał chemiczny rozpuszczalnika rozp. w roztworze jest mniejszy niż potencjał chemiczny rozpuszczalnika w tych samych warunkach ciśnienia p i temperatury T, ze względu na obecność substancji rozpuszczonej w roztworze. Początkowo ma więc miejsce samorzutny proces osmozy polegający na przejściu rozpuszczalnika przez błonę do roztworu, czyli z miejsca o większym do miejsca o mniejszym potencjale chemicznym, co wiąże się ze zmniejszeniem entalpii swobodnej układu. Wychodząc ze stwierdzenia, że w stanie równowagi potencjał chemiczny rozpuszczalnika jest równy po obu stronach błony: 5 Rozwiązanie: Stosując równanie a): = 1,22 10 6 N m -2 K -1 Tk otrzymamy: = 1,22 10 6 N m -2 K -1 0,297 K = 0,3616 10 6 N/m 2 = 0,3628 10 6 Pa = 362,3 kPa Korzystając z równania b) cRT : W obliczeniach zakładamy że 1 kg wody = 1 dm3, a jednostka [ J] = [N m]. Obliczamy stężenie (C) mocznika w badanym roztworze, równe: Aby jednak wynik otrzymać w N/m 2 stężenie mocznika należy wyrazić w molach na m 3 (ponieważ 1m3=103dm3 to otrzymamy: 160 mol/m 3 ). Wtedy: cRT = 160 mol m-3 8,31 N m mol-1 K-1 272,7 K = 362 582 N m-2 = = 362 582 Pa = 362,6 kPa Ciśnienie osmotyczne można podawać w atmosferach, czyli w jednostkach ciśnienia gazu Wtedy dla roztworu 1 M w temp. 273 K wynosi ono 22,4 atm II = c R T deg mol deg atm dm dm mol II 3 3 a dokładniej deg mol deg atm dcm 0,0820575 dcm mol II 3 3 0,0820575 273 = 22,4 atm W praktyce najczęściej wyrażamy jednak ciśnienie osmotyczne w osmolach/kg lub mOsmolach na kg rozpuszczalnika, lub też w paskalach (Pa). Współczynnik izotoniczny Van’t Hoffa Liczba wskazująca, ile razy znalezione doświadczenie wielkości ciśnienia osmotycznego ’, obniżenia pary p’, obniżenie temperatury krzepnięcia Tk’ i podwyższenie temperatury wrzenia Tw’ są dla takiego roztworu większe od teoretycznie wyliczonych z jego stężenia molowego, nosi nazwę współczynnika izotonicznego Van’t Hoffa. Oznaczając ten współczynnik przez i: w w k k ΔT' ΔT' ΔT ΔT' Δp Δp' π π' i gdzie , p, Tk i Tw – wielkości obliczone teoretycznie ’ , p ’ , Tk ’ i Tw’ - wielkości znalezione doświadczalnie 6 Pomiędzy współczynnikiem izotonicznym vant Hoffa, stopniem dysocjacji i liczbą jonów, na które rozpala się cząsteczka elektrolitu istnieje zależność, którą można wyrazić wzorem: 1 -n 1 - i α gdzie: n – liczba jonów, i – współczynnik van’t Hoffa - stopień dysocjacji Zasada działania osmometru Pomiar ciśnienia osmotycznego odbywa się w przyrządach zwanych osmometrami. Schemat budowy i zasadę działania osmometru w prosty sposób przedstawiono na rycinach 4 i 5. Ryc. 4. Schemat osmometru. Używany w ćwiczeniu osmometr jest zautomatyzowanym cyfrowym przyrządem umożliwiającym szybkie i dokładne oznaczenie ciśnienia osmotycznego metodą pomiaru obniżenia temperatury krzepnięcia. Instrument podaje także temperaturę próbki. Temperatura mierzona jest przy pomocy termistora, którym jest półprzewodnik metaliczny. Chłodzenie próbki (zamrażanie) prowadzi się przy pomocy układu Peltiera umieszczonego w bloku termostatującym. Obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu względem temperatury krzepnięcia czystego rozpuszczalnika jest proporcjonalne do osmolarności roztworu. Na ryc. 5 przedstawiono zmiany temperatury badanego roztworu w trakcie pomiaru osmometrem. Po umieszczeniu w osmometrze próbka ulega szybkiemu 7 ochłodzeniu do temperatury ok. -7º C tj. do temperatury w której powinna krzepnąć. Jednak w trakcie szybkiego ochładzania, mimo osiągnięcia i przekroczenia punktu krzepnięcia może nie dochodzić do przemiany fazowej (ciecz - ciało stale). Dzieje się tak dlatego, że w układzie brakuje inicjatorów krystalizacji - którymi mogą być małe kryształki (zarodki kryształów), zanieczyszczenia lub energiczne mieszanie. Dlatego też zwykle początkowy szybki spadek temperatury próbki związany jest z uzyskaniem cieczy przechłodzonej. Uruchomienie mieszadła powoduje gwałtowną krystalizację. Wydzielające się ciepło przemiany fazowej (ciepło krystalizacji, ang. heat of fusion) kompensuje ciepło odbierane przez blok termostatujący osmometru. Przez jakiś czas (około 1- 2 min) ustala się stan równowagi (widoczny na rycinie jako plateau), w którym temperatura próbki jest temperaturą krzepnięcia. W tym momencie występują w równowadze dwie fazy (ciekła i stała). Otrzymana wartość obniżenia temperatury krzepnięcia roztworu względem rozpuszczalnika przeliczana jest następnie w procesorze osmometru na mOsm/kg H2O. Ryc. 5 Uniwersalna krzywa krzepnięcia. Obliczanie masy molowej, stopnia dysocjacji i wartości współczynnika izotonicznego van’t Hoffa. Znając wartość ciśnienia osmotycznego można obliczyć masę molową substancji rozpuszczonej M.s. Korzystając z równania Morse’a po podstawieniu rs s mM m m gdzie ms jest masą substancji rozpuszczonej, mr masą rozpuszczalnika otrzymujemy wówczas: 10 Z tego równania wylicza się stężenie molowe roztworu NaCl, a następnie masę (m) NaCl, którą należy rozpuścić w określonej objętości roztworu leku, aby uzyskać jego izotoniczność z osoczem krwi. iRT VM m NaClkuroztworulekrwi )( W kolejnej metodzie obliczania ilości substancji, której dodatek doprowadza roztwór leku do izotoniczności z płynami ustrojowymi wykorzystuje się znajomość tzw. równoważnika chlorku sodu (E). Wielkość ta oznacza ilość gramów NaCl, która po rozpuszczeniu wywiera ciśnienie osmotyczne identyczne z ciśnieniem 1 g substancji leczniczej w objętości równej objętości roztworu chlorku sodowego. Aby znaleźć wartość E mierzy się obniżenie temperatury krzepnięcia badanego roztworu. Dla rozcieńczonych roztworów : LcT gdzie L jest iloczynem stałej krioskopowej Kk oraz współczynnika izotonicznego „i” vant’Hoffa L = i Kk Gdy roztwór jest izotoniczny z osoczem, to wtedy wartość L = Lizo izo izo c T L Izotoniczny roztwór NaCl posiada stężenie molowe 0,154 mol/dm 3 i obniża temperaturę krzepnięcia o 0,52 K. Stąd 4,3 154,0 52,0 izoL [ K dm 3 mol -1 ] Jeżeli roztwór zawiera 1 g leku w 1000 cm 3 roztworu to c = 1g / M. 45,58 4,3 E T Porównując dwa ostanie równania stronami otrzymuje się : 45,58 4,3 1 E M Lizo stąd M L E izo17 Związki podobnie dysocjujące (na taką samą liczbę jonów i o podobnym stopniu dysocjacji) mają podobne wartości Lizo. Wartości E dla wielu leków są obliczone i przedstawione w tabelach. 11 Ciśnienie osmotyczne krwi ( i wszystkich płynów ustrojowych człowieka) powinno utrzymywać w przybliżeniu stałą wartość ~ 300 mOsmol/l (6,72 atm). Jego nieznaczne wahania mogą wynikać z zbyt dużej ilości wypijanych płynów, utraty dużych ilości wody przez skórę lub nerki, przez przewód pokarmowy lub układ oddechowy, dostarczenia nadmiernej ilości soli w potrawach itp. Zaznaczyć warto, że ciśnienie osmotyczne płynów ustrojowych uzależnione jest od stężenia elektrolitów, wśród których najliczniej reprezentowane są jony chlorkowe i sodowe (*wpływają one aż w 80% na wielkość ciśnienia osmotycznego osocza). Z tego powodu, to właśnie 0,9 % roztwór NaCl jako obojętny dla tkanek (izotoniczny, nie wywołuje podrażnień) określany jest często mianem soli fizjologicznej, choć zawartość sodu i choru jest nieco odmienna niż w płynach ustrojowych. Prawidłowe stężenie sodu w surowicy krwi wynosi 135–145 mmol/l, a stężenie chloru – 95–105 mmol/l. Wykonanie ćwiczenia 1. Zmierzyć wartość ciśnienia osmotycznego ( ) roztworów: glukozy, NaCl, Na2SO4 oraz substancji niedysocjującej o nieznanej masie molowej. 2. Przeliczyć wartości otrzymane w mOsm/kg H2O na wyrażone w Pa (1 mOsm/kg H2O = 2270 Pa). Obliczyć wartości średnie i odchylenia standardowe (jeżeli wykonywano kilka pomiarów dla jednej próby). 3. Wyliczyć teoretyczną wartość ciśnienia osmotycznego ( teor) korzystając ze wzoru van’t Hoffa. Należy pamiętać o konieczności przeliczenia stężenia na jednostki układu SI. RTC mM RTm m rs s teor 4. Wyliczyć wartość współczynnika izotonicznego van’t Hoffa (i) oraz stopień dysocjacji ( ) dla roztworów NaCl i Na2SO4: teor obsi 1 1 n i 5. Wyliczyć masę molową, niedysocjującej badanej substancji. Jeżeli mamy roztwór o stężeniu 10g/dm 3 , to znaczy że 1 litrze roztworu znajduje się 10g badanej substancji. 3001,0 273/31,810 m KmolmNg V RTm M ss Podstawić wartość ciśnienia osmotycznego ( ) wyrażoną w Pa (1 Pa = 1 N/m 2 ) . 12 Zakładając, że badaną substancją jest jeden z aminokwasów dokonać identyfikacji tego związku na podstawie masy molowej. Przykładowe masy molowe niektórych aminokwasów [g/mol]: glicyna-75; alanina-89; seryna-105, prolina–115; cysteina–121; leucyna–131; lizyna–146; histyna–155; arginina–174; tryptofan-204. Instrukcja obsługi osmometru Marcel os 3000 1. Włączyć zasilanie przyciskiem z tyłu przyrządu. Odczekać 5 min na ustabilizowanie się temperatury głowicy pomiarowej. O gotowości osmometru do pracy świadczy pojawienie się na wyświetlaczu następującego znaku „------„. 2. Obmyć termistor i mieszadełko wodą destylowaną. Osuszyć delikatnie gazikiem/bibułą tak, aby nie złamać temistora i nie zostawić na nim włókienek. 3. Sprawdzić wskazania przyrządu dla wody dejonizowanej (wartość 0 mOsm/kg H2O) i roztworu wzorcowego NaCl (wartość 400 mOsm/kg H2O). Jeżeli wskazania są zgodne (nie różnią się więcej niż 5-10 mOsm) można przejść do dalszej części pomiarowej (punkt 6). Jeśli jednak są obarczone zbyt dużym błędem - należy przeprowadzić kalibrację aparatu (punkt 5) 4. Po zakończeniu pomiaru należy podnieść i obrócić głowicę pomiarową, a do komory chłodzącej wprowadzamy pustą probówkę Ependorffa. Pozostawienie pustej komory chłodzącej może spowodować jej oszronienie, co będzie przyczyną błędnych odczytów podczas dalszych pomiarów ciśnienia osmotycznego. Po rozmrożeniu próby (najlepiej ogrzać ją przez chwilę w palcach) zdjąć probówkę, naciskając dźwignię zatrzasku. Delikatnie przemyć i wytrzeć koniec czujnika. 5. KALIBRACJA. Do suchej probówki Ependorfa wprowadzić pipetą automatyczną 100 l wody dejonizowanej. Należy uważać, aby w cieczy nie powstały banieczki powietrza oraz aby nie rozproszyć wody na ściankach probówki. Probówkę osadzić w uchwycie głowicy pomiarowej. Umieścić głowicę w komorze chłodzącej. Wykonać pomiar naciskając przycisk START/STOP. Pomiar przebiega automatycznie. Po zakończonym pomiarze nacisnąć przycisk KALIBRACJA, tak aby na wyświetlaczu pokazał się napis „c0.00”. Następnie nacisnąć i przytrzymać przez 3 sekundy przycisk START, aż na wyświetlaczu wyświetlony zostanie symbol „---„. Aparat przyjmie wartość „0” dla wykonanego pomiaru (czystej wody). 5a. Powtarzamy procedurę stosując roztwór kalibracyjny chlorku sodu (400 mOsm/kg H2O). Probówkę Ependorfa ze 100 l roztworu kalibracyjnego osadzić w uchwycie głowicy pomiarowej i umieścić głowicę w komorze chłodzącej. Wykonać pomiar naciskając przycisk START/STOP. Po zakończonym pomiarze dwukrotnie nacisnąć przycisk KALIBRACJA, tak aby na wyświetlaczu aparatu pojawiła się wartość „400 mOsm”. Nacisnąć i przytrzymać przez 3 sekundy przycisk START, aż na wyświetlaczu wyświetlony zostanie symbol „ ---„. Aparat przyjmie wartość „400” dla wykonanego pomiaru.