Скачать 3.96 Mb.
|
3.1.2. Биологический гидролиз крахмала В пробирку собрать 1 мл слюны (ротовую полость предварительно ополоснуть чистой водой). Разбавить ее 4 мл дистиллированной воды и внести 1 мл крахмала. Тщательно перемешать и поставить пробирку на водяную баню с t = 40-45°С на 15-20 минут. Далее в пробирку внести 2 мл фелинговой жидкости (по 1 мл Фелинг 1 и Фелинг 2) и нагреть до кипения. Объяснить механизм процесса и положительный результат фелинговой пробы. В выводе сопоставить результаты работ 3.1.1. и 3.1.2. (С6Н10О5)п (крахмал) + пН20 —> пС6Н1206 (глюкоза). Сделайте общий вывод по обоим опытам: сравните действие неорганических и биологических катализаторов. 3.2. Термолабильность ферментов Слюну разводят в 5 раз (к 1 мл собранной слюны добавляют 4 мл дистиллированной воды и перемешивают). В чистую пробирку отливают 2-3 мл разведенной слюны и кипятят ее в течение 5-8 минут, после чего охлаждают. В 3 пробирки наливают по 10 капель 1% раствора крахмала. В 1 пробирку добавляют 10 капель слюны, разведенной в 5 раз, во вторую - 10 капель прокипяченной слюны, в 3 пробирку - 10 капель дистиллированной воды (в качестве контроля). Все пробирки нумеруют и помещают в термостат или водяную баню с t=38°C на 10 минут. После этого содержимое пробирки делят на 2 части и проделывают качественные реакции на крахмал (с йодом) и на продукты расщепления (реакция Троммера). Реакция на крахмал. К 5 каплям исследуемого раствора приливают 1 каплю раствора йода в йодистом калии. В присутствии крахмала появляется синее окрашивание. Реакция Троммера. К 5 каплям исследуемой жидкости прибавляют 5 капель 10% раствора гидроксида натрия и 5 капель 1% раствора сульфата меди (II) (избегать ее избытка!) и нагревают. В присутствии глюкозы и мальтозы выпадает желтый осадок гидроксида меди (I) или красный осадок оксида меди (I). Полученные данные занести в таблицу, и сделать вывод: какая температура является оптимальной для амилазы слюны. Таблица № 5
Приложение Реакция Троммера: (реакция медного зеркала) - качественная реакция на альдегидную группу. Ее дают моносахариды, дисахариды, имеющие альдегидную группу. Эти продукты образуются при действии амилазы на крахмал. Уравнение реакции: СН2ОН-(СНОН)4- СНО+Си(ОН)2^ СН2ОН- (СНОН)4- СООН+CuOHl +н2о Гидроксид меди (I) СиОН - осадок желтого цвета. 2СиОН —> Си20 (кирпично-красного цвета) + Н20. Недостаток реакции Троммера: нельзя добавлять избыток гидоксида меди (II), так как в этом случае при нагревании может образоваться оксид меди (II) черного цвета, который затушует кирпично-красное окрашивание: Cu(OH)2 -> CuOl (черного цвета) + Н20. 3.3. Специфичность ферментов В две пробирки приливают по пять капель слюны, разведенной в пять раз (приготовление см. в работе 3.2.). В первую пробирку добавляют десять капель 1%-ного раствора сахарозы, во вторую пробирку десять капель крахмала. Обе пробирки помещают на десять минут в термостат или водяную баню при температуре 38 С, после чего в обеих пробирках проделывают реакцию Троммера на углеводы (см. предыдущую работу). Результаты опыта заносят в таблицу, делают вывод о специфичности амилазы слюны. 4. Контрольные задания и вопросы
VI. Лабораторное занятие № 6 1. Задание к занятию № 6 Тема: Коллигативные свойства растворов Цель: Сформировать у студентов: понятия взаимосвязи и возможных отли чий в коллигативных свойствах, зависящих от числа кинетических единиц в растворе; представления о законах, описывающих эти явления (Рауля, Вант-Гоффа, Сеченова), с необходимостью их использования в биологических процессах и медико-биологических исследованиях. 2. Основные вопросы темы: 2.1. Коллигативные свойства растворов слабых электролитов.
2.2. Элементы теории растворов электролитов.
2.3. Электролиты в организме. Осмотические свойства растворов электролитов.
3. Лабораторные работы:
3.4. Определение изотонического коэффициента и кажущейся степени диссоциации натрия хлорида криоскопическим методом. Контроль на выходе: показать преподавателю на выходе результаты лабораторных работ, уметь их объяснить. 4. Библиографический список: 1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов. / Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд и др. Под ред. Ю. А. Ершова-М.: Высшая школа, 2003. Гл. 2, 3, с. 61-95. 2. Основные теоретические положения 2.1. Основные законы и соотношения теории растворов Основные законы и соотношения теории растворов строго соблюдаются лишь для модельных систем, называемых идеальными растворами. Идеальными называются растворы, образование которых не сопровождается ни тепловыми, ни объемными изменениями системы (DH = 0, DV = 0). Свойства идеальных растворов не зависят от природы растворителя и растворенного вещества, а зависят только от количества частиц. При этом не имеют места какие-либо взаимодействия между частицами растворенного вещества и растворителя. Реальные растворы не являются идеальными и в своем поведении могут лишь приближаться к модели идеального раствора, например, разбавленные растворы неэлекролитов. В таких растворах концентрация растворенного вещества чрезвычайно мала, и молекулы находятся на относительно большом расстоянии, и их взаимное влияние можно исключить. Только для таких, очень разбавленных растворов, удалось вывести количественное соотношение между свойствами растворов и их концентрацией. Свойства растворов, зависящие от концентрации кинетически самостоятельных единиц и независящие от их природы, называют коллигативными. Основным из них является понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, описываемое законом Рауля. Остальные свойства, а именно: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов, явления диффузии, осмоса и осмотического давления вытекают из него как прямое следствие. 2.2. Диффузия. Законы Фика и Вант-Гоффа Самопроизвольный процесс переноса вещества, в результате которого устанавливается равновесие и распределение концентраций вследствие беспорядочного теплового движения молекул, атомов, ионов в газах, жидкостях или твердых телах, называется диффузией. С точки зрения термодинамики причиной этого процесса является перемещение вещества от более высокого химического потенциала к низкому, т. е. mfcj) >m(c2), при с^с^ При условии равенства концентраций во всех точках пространства явление диффузии прекращается. При этом химические потенциалы становятся одинако выми. Диффузия играет важную роль в биологических системах. Всякая живая клетка окружена мембраной, которая служит для защиты и регуляции внутриклеточной среды. Вещества проходят через мембраны по двум основным механизмам: путем обычной диффузии, не связанной с затратой химической энергии -пассивный транспорт и за счет энергетически активированного переноса на основе гидролиза АТФ или переноса электронов по дыхательной цепи митохондрий, что подразумевает активный транспорт. В пассивном транспорте различают: а) простую диффузию; б) перенос через поры, каналы; в) транспорт с помощью переносчиков - на основе диффузии переносчика вместе с веществом в мембране, т. е. эстафетной передаче (временная цепочка поперек мембраны). Для описания диффузии веществ через клеточные мембраны пользуются не математическим выражением закона Фика: An/At = -DS• (Ас/Ах), а более простым уравнением (т. к. концентрационный градиент (Ас/Ах) клеточной мембраны определить трудно): Am/At = -PS(CrC2), [1] где С и С2 - концентрации по разные стороны мембраны; Р - коэффициент проницаемости, зависящий от свойств мембраны. Диффузия может происходить также, если на границе раствора и чистого растворителя (или двух растворов различной концентрации) поместить полупроницаемую мембрану, способную пропускать только молекулы растворителя. Свойствами полупроницаемых мембран обладают многие природные пленки (стенки кишечника, протоплазма и др.) Явление преимущественно одностороннего проникновения растворителя (диффузию) через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией называется осмосом. С точки зрения термодинамики движущей силой осмоса является стремление системы к выравниванию концентраций; так как при этом энтропия системы возрастает (DS>0), энергия Гиббса системы (DG) соответственно уменьшается, химические потенциалы выравниваются. Поэтому осмос можно представить как направленный самопроизвольный проход молекул растворителя через мембрану, разделяющую растворы с различными значениями химического потенциала растворителя. Осмос можно наблюдать в специальных приборах - осмометрах (рис. 14, с. 68). Основной его деталью является осмометрическая ячейка (1), отделенная от сосуда (4) с чистым растворителем полупроницаемой мембраной (2), пропускающей только молекулы растворителя. Ячейку с концентрированным раствором погружают в сосуд с растворителем - менее концентрированным раствором. В начальный момент времени химический потенциал воды во внутреннем сосуде осмометра меньше химического потенциала воды во внешнем сосуде. По истечении некоторого времени часть воды перешла во внутренний сосуд; разность химических потенциалов воды в системах, разделенных мембраной, уменьшилась. Вода проникает через перегородку, оказывая на нее определенное давление - осмотическое давление. Процесс переноса молекул воды будет продолжаться до тех пор, пока гидростатическое давление не уравновесит осмотическое. Осмотическое давление можно определить, измерив гидростатическое давление столбика воды в трубке (3): p = h*r, где р - осмотическое давление; h - высота подъема жидкости; г - плотность раствора. Таким образом, осмотическое давление численно равно силе, приходящейся на единицу поверхности, которую нужно приложить к поверхности полупроницаемой мембраны, чтобы предотвратить проникновение молекул воды в раствор с меньшим ее химическим потенциалом. Несмотря на различный механизм возникновения осмотического и газового давления, Вант-Гофф установил, что осмотическое давление сильно разбавленных растворов подчиняется законам идеальных газов, причем тем точнее, чем ниже концентрация растворенного вещества. Закон Вант-Гоффа гласит: "Осмотическое давление разбавленного раствора равно давлению, которое проявляло бы растворенное вещество, если бы оно было газообразным и занимало объем, равный объему раствора". Уравнение для описания осмотического давления для растворов неэлектролитов можно записать так: p = (m/MV)-RT = C-RT, [2] где р - осмотическое давление, кПа; С - молярная концентрация, моль/л; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 (кПа-л)/(моль-К); Т - абсолютная температура, К. Таким образом, для осмотического давления в истинных растворах низкомолекулярных веществ имеет значение только число растворенных частиц, а не их масса, размеры и форма. 2.3. Изотонический коэффициент. Теория Дебая-Хюккеля. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила Опыт показал, что у растворов, проводящих электрический ток (электролиты), более высокое, чем по закону Вант-Гоффа, осмотическое давление, они кипят при более высокой температуре и замерзают при более низкой, чем это следует из закона Рауля. Существенным является тот факт, что концентрация кинетически самостоятельных частиц в растворах электролитов всегда больше, чем это следует из аналитической концентрации. С тем, чтобы свойства растворов электролитов удовлетворительно описывались уравнениями, выражающими следствие из закона Рауля, Вант-Гоффом был введен поправочный эмпирический коэффициент, называемый сейчас изотоническим или коэффициентом Вант-Гоффа (i): p=iCRT, [3] Изотонический коэффициент находят как отношение между наблюдаемыми для электролитов (опытными) и вычисляемыми для неэлектролитов (расчетными) значениями следующих величин: i = p /р = DT /DT = DT /DT [4] опыт. расч. зам.опыт. зам.расч. кип.опыт. кип.расч. L J Коэффициент Вант-Гоффа учитывает ионизацию веществ и взаимодействие ионов и молекул в растворе. Значение i для раствора данного электролита увеличивается по мере разбавления, стремясь в пределе к целому значению, равному числу ионов, возникающих при диссоциации структурной единицы электролита. Для неэлектролитов, растворенных в воде, i равно 1 (i =1). Для сильных электролитов i=v, где v число ионов, которое образуется при диссоциации. Например, для раствора натрия хлорида i->2, так как NaCl^Na++Cl~ и 2+ v=2; изотонический коэффициент кальция хлорида i -> 3, так как СаС12^ Са +2С Г и v=3. Если соль подвергается гидролизу, то часть ионов взаимодействует с водой и i^v. В этом случае неободимо учитывать степень гидролиза соли. В растворах слабых электролитов кинетически активными частицами, наряду с ионами разной природы, являются и молекулы, не подлежащие ионизации. В этом случае нужно учитывать степень ионизации (а) электролита и ступенчатость процесса ионизации. Для слабых электролитов, ионизирующих в одну ступень, связь изотонического коэффициента с а выражается уравнением: i = l+a(n-l). [5] Итак, несмотря на практически полную ионизацию, опытные значения осмотического давления, понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения у растворов сильных электролитов меньше, чем значение величин, полученные для 100% ионизации. В 1923 году Дебай и Хюккель выдвинули теорию, согласно которой в растворах сильных электролитов каждый ион окружен со всех сторон ионами противоположенного знака, вследствие чего движение ионов ограничено. Ионы сильного электролита в растворе взаимодействуют между собой благодаря наличию значительных электростатических сил, в результате чего ионы одного знака образуют вокруг иона другого знака так называемую ионную атмосферу. Необходимо также учитывать сольватацию ионов. Ионная атмосфера и сольватная оболочка замедляют движение ионов в растворе и являются причиной кажущейся неполной ионизации. Кроме того, в растворах сильных электролитов при высоких концентрациях может происходить ассоциация ионов. Для учета этих влияний состав растворов электролитов следует характеризовать не аналитической концентрацией, а эффективной концентрацией, называемой активностью (Льюис, 1907). Между активностью и аналитической концентацией ионов существует связь: a = f-C, [6] где f - коэффициент активности, зависящий от концентрации (обычно f < 1); а - активность, моль/л; С - концентрация электролита, моль/л. В разбавленных растворах сильных электролитов f = 1, тогда а = с. Активность иона зависит от напряженности существующего в растворе электрического поля, которое количественно характеризуется ионной силой раствора I: 1 = 0,5£С-22., [7] где с{ - молярная концентрация иона в растворе, моль/л; Z - заряд иона. Ионная сила - величина аддитивная: каждый электролит вносит свой вклад в величину I независимо от других. Для разбавленных растворов коэффициент активности можно рассчитать по уравнению Дебая-Хюккеля: \gf=-0,5z2^I [8] Поскольку в растворах слабых электролитов ионная сила низкая, для них, как и для разбавленных расторов сильных электролитов, а^с. Все биологические жидкости представляют собой водные растворы с большим значением ионной силы, которая создается сильными электролитами. |
Практикум по общей химии Москва 2013г Лабораторный практикум по общей химии Методическое пособие предназначено, в первую очередь, для студентов факультета инженерной механики, изучающих курс общей химии в... | Лабораторная работа эффект Мёссбауэра Зеленодольск 2007 Печатается... Методическое пособие предназначено для студентов третьего курса физико-математического факультета Зеленодольского филиала кгу, специализирующихся... | ||
Методическое пособие для студентов геолого-географического факультета... Учебно-методическое пособие разработано доцентом кафедры общей географии, краеведения и туризма В. Г. Еременко | Методическое пособие по курсу «Картография» для студентов специальностей... Учебно-методическое пособие разработано доцентом кафедры общей географии, краеведения и туризма В. Г. Еременко, доцентом кафедры... | ||
Лекция 8 Географические атласы Учебно-методическое пособие разработано доцентом кафедры общей географии, краеведения и туризма В. Г. Еременко | В. Т. Жуков социально-экономическая картография Учебно-методическое пособие разработано доцентом кафедры общей географии, краеведения и туризма В. Г. Еременко | ||
Методическое пособие к теме "диаграмма состояния железо-углерод"... Методическое пособие разработано кандидатами химических наук, доцентами кафедры общей и неорганической химии С. Н. Свирской и И.... | Лабораторная работа №1 Шатило С. П., Ковалев А. Ю. Методическое руководство к лабораторным работам по курсу «Технология конструкционных материалов» | ||
Учебно-методическое пособие для студентов специальность 050144 Дошкольное... Данное учебно-методическое пособие адресовано студентам педагогического колледжа и имеет цель оказать помощь в подготовке к зачету... | Учебно-методическое пособие Тольятти 2011 удк ббк ахметжанова Г.... Учебно-методическое пособие предназначено для студентов магистров, обучающихся на педагогическом факультете тгу по направлению «Педагогика».... | ||
Методическое пособие для самостоятельной работы студентов по подготовке... Методическое пособие для самостоятельной работы для студентов по подготовке к контрольным и курсовым работам и рейтинг программа... | 2 Естественные науки (естествознание) 20. 1 Человек и окружающая... Учебно-методическое пособие разработано доцентом кафедры общей географии, краеведения и туризма В. Г. Еременко, доцентом кафедры... | ||
Тема: «Форма и размеры Земли. Движение Земли. Смена дня и ночи» Учебно-методическое пособие разработано доцентом кафедры общей географии, краеведения и туризма В. Г. Еременко, доцентом кафедры... | Учебно-методическое пособие Красноярск сфу 2012 удк 504. 004. 4 (07) ббк 28. 0я73 Экологическая информатика: учебно-методическое пособие [Текст] / сост. М. А. Субботин. – Красноярск: Сиб федер ун-т, 2012. – 9 с | ||
Учебно-методическое пособие самара 2005 удк 657 Рецензенты Учебное пособие предназначено для студентов заочного отделения Международного института рынка, обучающихся по специальности «Финансы... | Учебно-методическое пособие / О. Н. Углицких, И. И. Глотова, Е. П.... Учебно-методическое пособие предназначено для студентов, обучающихся по направлению подготовки 080300. 68 «Финансы и кредит» очной... |